البنية الإلكترونية الذرية. مخطط التركيب الذري: النواة، الغلاف الإلكتروني

ذرة- جسيم متعادل كهربائياً يتكون من نواة موجبة الشحنة وإلكترونات سالبة الشحنة. يوجد في مركز الذرة نواة موجبة الشحنة. إنها تشغل جزءًا صغيرًا من المساحة داخل الذرة، وتتركز فيها كل الشحنات الموجبة وكتلة الذرة بأكملها تقريبًا.

تتكون النواة من جزيئات أولية - البروتون والنيوترون؛ تتحرك الإلكترونات حول نواة الذرة في مدارات مغلقة.

بروتون (ع) - الجسيمات الأوليةمع الكتلة النسبية 1,00728 الوحدة الذريةالكتلة والشحن +1 الوحدة التقليدية. عدد البروتونات الموجودة في نواة الذرة هو رقم سريعنصر في الجدول الدوريدي. مندليف.

نيوترون (ن)- جسيم أولي محايد كتلته النسبية 1.00866 وحدة كتلة ذرية (amu).

يتم تحديد عدد النيوترونات في النواة N بالصيغة:

حيث A هو العدد الكتلي، Z هو الشحنة النووية، يساوي العددالبروتونات (الرقم الترتيبي).

عادة، تتم كتابة معاملات نواة الذرة على النحو التالي: يتم وضع شحنة النواة في أسفل يسار رمز العنصر، والرقم الكتلي في الأعلى، على سبيل المثال:

يوضح هذا الإدخال أن الشحنة النووية (وبالتالي عدد البروتونات) لذرة الفوسفور هي 15، والعدد الكتلي هو 31، وعدد النيوترونات هو 31 – 15 = 16. وبما أن كتل البروتون والنيوترون تختلفان بشكل كبير قليلًا من بعضها البعض، فإن كتلة العدد تساوي تقريبًا الكتلة الذرية النسبية للنواة.

الإلكترون (ه -)- جسيم أولي كتلته 0.00055 أ. البريد الإلكتروني والشحن المشروط -1. عدد الإلكترونات في الذرة يساوي شحنة نواة الذرة (العدد الترتيبي للعنصر في الجدول الدوري لـ D.I. Mendeleev).

تتحرك الإلكترونات حول النواة في مدارات محددة بدقة، لتشكل ما يسمى بالسحابة الإلكترونية.

إن منطقة الفضاء المحيطة بالنواة الذرية التي من المرجح أن يوجد فيها إلكترون (90٪ أو أكثر) تحدد شكل السحابة الإلكترونية.

السحابة الإلكترونية للإلكترون s كروية؛ يمكن أن يحتوي المستوى الفرعي للطاقة s على إلكترونين كحد أقصى.

السحابة الإلكترونية للإلكترون على شكل دمبل. يمكن أن تحتوي ثلاثة مدارات p على ستة إلكترونات كحد أقصى.

يتم تصوير المدارات على شكل مربع، تتم كتابة قيم أرقام الكم الرئيسية والثانوية التي تصف مدارًا معينًا في الأعلى أو الأسفل. يسمى هذا التسجيل صيغة إلكترونية رسومية، على سبيل المثال:

في هذه الصيغة، تشير الأسهم إلى الإلكترون، ويتوافق اتجاه السهم مع اتجاه الدوران - العزم المغناطيسي للإلكترون. تسمى الإلكترونات ذات الدوران المعاكس ↓ مقترنة.

يمكن تمثيل التكوينات الإلكترونية لذرات العناصر على شكل صيغ إلكترونية يُشار فيها إلى رموز المستوى الفرعي، والمعامل الموجود أمام رمز المستوى الفرعي يدل على انتمائه إلى مستوى معين، ودرجة الرمز هو عدد الإلكترونات لمستوى فرعي معين.

يوضح الجدول 1 بنية الأغلفة الإلكترونية لذرات العناصر العشرين الأولى في الجدول الدوري للعناصر الكيميائية D.I. مندليف.

تسمى العناصر الكيميائية في الذرات التي يتم تجديد المستوى الفرعي s للمستوى الخارجي بها بإلكترون أو إلكترونين عناصر s. تسمى العناصر الكيميائية في الذرات التي يمتلئ بها المستوى الفرعي p (من واحد إلى ستة إلكترونات) بالعناصر p.

عدد طبقات الإلكترون في الذرة عنصر كيميائييساوي رقم الفترة

وفقا لل حكم هوندتوجد الإلكترونات في مدارات متشابهة بنفس مستوى الطاقة بحيث يصل الدوران الإجمالي إلى الحد الأقصى. وبالتالي، عند ملء مستوى فرعي للطاقة، يحتل كل إلكترون في المقام الأول خلية منفصلة، ​​وفقط بعد ذلك يبدأ الاقتران. على سبيل المثال، في ذرة النيتروجين، ستكون جميع الإلكترونات p في خلايا منفصلة، ​​وفي الأكسجين سيبدأ الاقتران، والذي سينتهي تمامًا بالنيون.

النظائرتسمى ذرات العنصر نفسه التي تحتوي على نفس عدد البروتونات في نواتها، ولكن رقم مختلفالنيوترونات.

النظائر معروفة لجميع العناصر. ولذلك فإن الكتل الذرية للعناصر في الجدول الدوري هي متوسط ​​الأعداد الكتلية للمخاليط الطبيعية للنظائر وتختلف عن القيم الصحيحة. هكذا، الكتلة الذريةلا يمكن للخليط الطبيعي من النظائر أن يخدم الشخصيات الرئيسيهالذرة، وبالتالي عنصر. هذه الخاصية المميزة للذرة هي شحنة النواة، التي تحدد عدد الإلكترونات الموجودة في الغلاف الإلكتروني للذرة وبنيتها.

دعونا نلقي نظرة على العديد من المهام النموذجية في هذا القسم.

مثال 1.ما هي ذرة العنصر الذي له التكوين الإلكتروني 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1؟

يحتوي هذا العنصر على إلكترون واحد 4s في مستوى الطاقة الخارجي. وبالتالي فإن هذا العنصر الكيميائي يقع في الفترة الرابعة من المجموعة الأولى من المجموعة الفرعية الرئيسية. هذا العنصر هو البوتاسيوم.

هناك طريقة أخرى للوصول إلى هذه الإجابة. وبجمع العدد الإجمالي لجميع الإلكترونات، نحصل على 19. إجمالي عدد الإلكترونات يساوي العدد الذري للعنصر. الرقم 19 في الجدول الدوري هو البوتاسيوم.

مثال 2.العنصر الكيميائي يتوافق مع أعلى أكسيد RO 2. يتوافق التكوين الإلكتروني لمستوى الطاقة الخارجي لذرة هذا العنصر مع الصيغة الإلكترونية:

1. نس 2 نب 4
2. نس 2 نب 2
3. نس 2 نب 3
4. نس 2 نب 6

وباستخدام صيغة الأكسيد الأعلى (انظر إلى صيغة الأكسيد الأعلى في الجدول الدوري)، نثبت أن هذا العنصر الكيميائي يقع في المجموعة الرابعة من المجموعة الفرعية الرئيسية. تحتوي هذه العناصر على أربعة إلكترونات في مستوى الطاقة الخارجي - اثنان s واثنان p. ولذلك فإن الإجابة الصحيحة هي 2.

مهام التدريب

1. العدد الإجمالي للإلكترونات s في ذرة الكالسيوم هو

1) 20
2) 40
3) 8
4) 6

2. عدد الإلكترونات p المقترنة في ذرة النيتروجين هو

1) 7
2) 14
3) 3
4) 4

3. عدد إلكترونات s غير المتزاوجة في ذرة النيتروجين يساوي

1) 7
2) 14
3) 3
4) 4

4. عدد الإلكترونات الموجودة في مستوى الطاقة الخارجي لذرة الأرجون هو

1) 18
2) 6
3) 4
4) 8

5. عدد البروتونات والنيوترونات والإلكترونات في ذرة 9 4 Be يساوي

1) 9, 4, 5
2) 4, 5, 4
3) 4, 4, 5
4) 9, 5, 9

6. توزيع الإلكترونات عبر الطبقات الإلكترونية 2؛ 8؛ 4 - يتوافق مع الذرة الموجودة في (في)

1) الفترة الثالثة، مجموعة IA
2) الفترة الثانية، مجموعة IVA
3) الفترة الثالثة، مجموعة IVA
4) الفترة الثالثة مجموعة VA

7. العنصر الكيميائي الموجود في الفترة الثالثة لمجموعة VA يتوافق مع الرسم التخطيطي الهيكل الإلكترونيذرة

1) 2, 8, 6
2) 2, 6, 4
3) 2, 8, 5
4) 2, 8, 2

8. يشكل العنصر الكيميائي التكوين الإلكتروني 1s 2 2s 2 2p 4 مركب هيدروجين متطاير، صيغته هي:

1) إن
2) أون 2
3) أون 3
4) أون 4

9. عدد طبقات الإلكترون في ذرة العنصر الكيميائي يساوي

1) رقمه التسلسلي
2) رقم المجموعة
3) عدد النيوترونات في النواة
4) رقم الفترة

10. عدد الإلكترونات الخارجية في ذرات العناصر الكيميائية للمجموعات الفرعية الرئيسية يساوي

1) الرقم التسلسلي للعنصر
2) رقم المجموعة
3) عدد النيوترونات في النواة
4) رقم الفترة

11. يوجد إلكترونين في الطبقة الإلكترونية الخارجية لذرات كل عنصر كيميائي في السلسلة

1) هو، كن، با
2) ملغم، سي، أو
3) ج، ملغ، كاليفورنيا
4) با، الأب، ب

12. عنصر كيميائي صيغته الإلكترونية هي 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 يشكل أكسيد التركيب

1) لي 2 أو
2) أهداب الشوق
3) ك 2 أو
4) نا 2 يا

13. عدد طبقات الإلكترون وعدد الإلكترونات p في ذرة الكبريت متساويان

1) 2, 6
2) 3, 4
3) 3, 16
4) 3, 10

14. التكوين الإلكترونية ns 2 np 4 يتوافق مع الذرة

1) الكلور
2) الكبريت
3) المغنيسيوم
4) السيليكون

15. توجد إلكترونات التكافؤ لذرة الصوديوم في الحالة الأرضية في مستوى الطاقة الفرعي

1) 2 ثانية
2) 2 ص
3) 3ث
4) 3 ص

16. تحتوي على ذرات النيتروجين والفوسفور

1) نفس عدد النيوترونات
2) نفس عدد البروتونات
3) نفس تكوين الطبقة الإلكترونية الخارجية

17. تحتوي ذرات الكالسيوم والكالسيوم على نفس عدد إلكترونات التكافؤ.

1) البوتاسيوم
2) الألومنيوم
3) البريليوم
4) البورون

18. تحتوي على ذرات الكربون والفلور

1) نفس عدد النيوترونات
2) نفس عدد البروتونات
3) نفس عدد الطبقات الإلكترونية
4) نفس عدد الإلكترونات

19. تحتوي ذرة الكربون في حالتها الأرضية على عدد الإلكترونات غير المتزاوجة

1) 1
3) 3
2) 2
4) 4

20. وفي ذرة الأكسجين في الحالة الأرضية، يكون عدد الإلكترونات المقترنة مساويًا لـ

المواد الكيميائية هي ما يتكون منه العالم من حولنا.

تنقسم خواص كل مادة كيميائية إلى نوعين: كيميائية، وهي التي تتميز بقدرتها على تكوين مواد أخرى، وفيزيائية، والتي يتم ملاحظتها بشكل موضوعي ويمكن اعتبارها بمعزل عن التحولات الكيميائية. على سبيل المثال، الخواص الفيزيائية للمادة هي حالة التجميع (الصلبة أو السائلة أو الغازية)، والتوصيل الحراري، والسعة الحرارية، والذوبان في الوسائط المختلفة (الماء، والكحول، وما إلى ذلك)، والكثافة، واللون، والطعم، وما إلى ذلك.

تحولات البعض المواد الكيميائيةوفي مواد أخرى تسمى ظواهر كيميائية أو تفاعلات كيميائية. وتجدر الإشارة إلى أن هناك أيضًا ظواهر فيزيائية من الواضح أنها مصحوبة بتغيرات في بعضها الخصائص الفيزيائيةالمواد دون أن تتحول إلى مواد أخرى. وتشمل الظواهر الفيزيائية، على سبيل المثال، ذوبان الجليد أو تجمد الماء أو تبخره، وما إلى ذلك.

يمكن استنتاج حقيقة حدوث ظاهرة كيميائية أثناء أي عملية من خلال الملاحظة السمات المميزة التفاعلات الكيميائيةمثل تغير اللون، والترسيب، وتطور الغاز، والحرارة و/أو الضوء.

على سبيل المثال، يمكن التوصل إلى استنتاج حول حدوث التفاعلات الكيميائية من خلال ملاحظة:

تشكيل الرواسب عند غليان الماء، يسمى الحجم في الحياة اليومية؛

إطلاق الحرارة والضوء عند اشتعال النار؛

تغير في لون قطعة من التفاح الطازج في الهواء؛

تكوين فقاعات غازية أثناء تخمير العجين، وما إلى ذلك.

أصغر جزيئات المادة التي لا تخضع فعليًا لأي تغييرات أثناء التفاعلات الكيميائية، ولكنها تتصل ببعضها البعض بطريقة جديدة فقط، تسمى الذرات.

نشأت فكرة وجود مثل هذه الوحدات من المادة مرة أخرى اليونان القديمةفي أذهان الفلاسفة القدماء، وهو ما يفسر في الواقع أصل مصطلح "الذرة"، حيث أن كلمة "atomos" المترجمة حرفياً من اليونانية تعني "غير قابل للتجزئة".

ولكن، خلافاً لفكرة الفلاسفة اليونانيين القدماء، فإن الذرات ليست الحد الأدنى المطلق للمادة، أي أنها ليست الحد الأدنى المطلق للمادة. هم أنفسهم لديهم بنية معقدة.

تتكون كل ذرة مما يسمى بالجسيمات دون الذرية - البروتونات والنيوترونات والإلكترونات، والتي يتم تحديدها على التوالي بالرموز p + وn o وe -. يشير الحرف المرتفع في الترميز المستخدم إلى أن البروتون لديه وحدة شحنة موجبة، والإلكترون له وحدة شحنة سالبة، والنيوترون ليس له شحنة.

أما بالنسبة للبنية النوعية للذرة، ففي كل ذرة تتركز جميع البروتونات والنيوترونات في ما يسمى بالنواة، والتي تشكل حولها الإلكترونات غلافًا إلكترونيًا.

البروتون والنيوترون لهما نفس الكتلة تقريبًا، أي. m p ≈ m n، وكتلة الإلكترون أقل بحوالي 2000 مرة من كتلة كل منهما، أي. م ع /م ه ≈ م ن /م ه ≈ 2000.

وبما أن الخاصية الأساسية للذرة هي حيادها الكهربائي، وشحنة الإلكترون الواحد تساوي شحنة بروتون واحد، فمن هذا يمكننا أن نستنتج أن عدد الإلكترونات في أي ذرة يساوي عدد البروتونات.

على سبيل المثال، يوضح الجدول أدناه التركيب المحتمل للذرات:

نوع الذرات التي لها نفس الشحنة النووية، أي. مع نفس العددتسمى البروتونات الموجودة في نواتها بالعنصر الكيميائي. وهكذا فمن الجدول أعلاه يمكننا أن نستنتج أن الذرة 1 والذرة 2 تنتميان إلى عنصر كيميائي واحد، والذرة 3 والذرة 4 تنتميان إلى عنصر كيميائي آخر.

كل عنصر كيميائي له اسمه الخاص ورمزه الفردي، والذي يُقرأ بطريقة معينة. فعلى سبيل المثال، أبسط عنصر كيميائي، والذي تحتوي ذراته على بروتون واحد فقط في النواة، يسمى "الهيدروجين" ويرمز له بالرمز "H" الذي يقرأ بالرماد، والعنصر الكيميائي ذو شحنة نووية +7 (أي تحتوي على 7 بروتونات) - "النيتروجين"، لها الرمز "N"، والذي يُقرأ بالحرف "en".

كما ترون من الجدول أعلاه، يمكن لذرات العنصر الكيميائي الواحد أن تختلف في عدد النيوترونات الموجودة في نواتها.

الذرات التي تنتمي إلى نفس العنصر الكيميائي، ولكن لديها عدد مختلف من النيوترونات، ونتيجة لذلك، الكتلة، تسمى النظائر.

على سبيل المثال، يحتوي العنصر الكيميائي الهيدروجين على ثلاثة نظائر - 1 H و2 H و3 H. المؤشرات 1 و2 و3 فوق الرمز H تعني العدد الإجمالي للنيوترونات والبروتونات. أولئك. مع العلم أن الهيدروجين عنصر كيميائي، يتميز بوجود بروتون واحد في نواة ذراته، يمكننا أن نستنتج أنه في نظير 1H لا توجد نيوترونات على الإطلاق (1-1 = 0)، في نظير 2H - 1 نيوترون (2-1=1) وفي نظير 3H - نيوترونان (3-1=2). نظرًا لأن النيوترون والبروتون، كما ذكرنا سابقًا، لهما نفس الكتلة، وكتلة الإلكترون صغيرة جدًا مقارنة بهما، فهذا يعني أن نظير 2H أثقل تقريبًا بمرتين من نظير 1H، و3 نظير H أثقل بثلاث مرات. نظرًا لهذا التشتت الكبير في كتل نظائر الهيدروجين، تم تعيين أسماء ورموز فردية منفصلة للنظائر 2H و3H، وهو أمر غير معتاد بالنسبة لأي عنصر كيميائي آخر. سمي نظير 2H بالديوتيريوم وأعطي له الرمز D، وأعطي نظير 3H اسم التريتيوم وأعطي له الرمز T.

إذا أخذنا كتلة البروتون والنيوترون كواحد، وأهملنا كتلة الإلكترون، في الواقع يمكن اعتبار المؤشر العلوي الأيسر، بالإضافة إلى العدد الإجمالي للبروتونات والنيوترونات في الذرة، كتلتها، وبالتالي يُطلق على هذا المؤشر اسم عدد الكتلة ويُشار إليه بالرمز A. وبما أن شحنة نواة أي بروتونات تتوافق مع الذرة، وتعتبر شحنة كل بروتون تقليديًا مساوية لـ +1، فإن عدد البروتونات في النواة ويسمى رقم الشحن (Z). من خلال الإشارة إلى عدد النيوترونات في الذرة بالرمز N، يمكن التعبير عن العلاقة بين العدد الكتلي وعدد الشحنة وعدد النيوترونات رياضيًا على النحو التالي:

وفق الأفكار الحديثة، الإلكترون له طبيعة مزدوجة (موجة جسيمية). لها خصائص كل من الجسيم والموجة. مثل الجسيم، يمتلك الإلكترون كتلة وشحنة، ولكن في الوقت نفسه، يتميز تدفق الإلكترونات، مثل الموجة، بالقدرة على الحيود.

لوصف حالة الإلكترون في الذرة، يتم استخدام مفاهيم ميكانيكا الكم، والتي بموجبها ليس للإلكترون مسار محدد للحركة ويمكن أن يكون موجودًا في أي نقطة في الفضاء، ولكن باحتمالات مختلفة.

تسمى منطقة الفضاء حول النواة التي من المرجح أن يوجد فيها الإلكترون بالمدار الذري.

يمكن أن يكون للمدار الذري أشكال متعددةوالحجم والاتجاه. يُطلق على المدار الذري أيضًا اسم السحابة الإلكترونية.

بيانياً، يُشار عادةً إلى المدار الذري الواحد على أنه خلية مربعة:

تمتلك ميكانيكا الكم جهازًا رياضيًا معقدًا للغاية، لذلك فهو ضمن الإطار دورة المدرسةالكيمياء، يتم أخذ نتائج نظرية ميكانيكا الكم فقط بعين الاعتبار.

ووفقا لهذه العواقب، فإن أي مدار ذري والإلكترون الموجود فيه يتميز تماما بأربعة أرقام كمومية.

• يحدد رقم الكم الرئيسي n الطاقة الكلية للإلكترون في مدار معين. نطاق قيم عدد الكم الرئيسي – الكل الأعداد الصحيحة، أي. ن = 1،2،3،4، 5، الخ.
• رقم الكم المداري - l - يميز شكل المدار الذري ويمكن أن يأخذ أي قيمة صحيحة من 0 إلى n-1، حيث n، تذكر، هو رقم الكم الرئيسي.

يتم استدعاء المدارات ذات l = 0 س-المدارات. المدارات s كروية الشكل وليس لها اتجاهية في الفضاء:

يتم استدعاء المدارات ذات l = 1 ص-المدارات. هذه المدارات لها شكل الرقم ثمانية ثلاثي الأبعاد، أي. شكل يتم الحصول عليه عن طريق تدوير الشكل ثمانية حول محور التماثل، ويشبه الدمبل ظاهريًا:

يتم استدعاء المدارات ذات l = 2 د-المدارات، ومع ل = 3 – F-المدارات. هيكلها أكثر تعقيدا بكثير.

3) رقم الكم المغناطيسي – m l – يحدد الاتجاه المكاني لمدار ذري محدد ويعبر عن إسقاط الزخم الزاوي المداري على الاتجاه حقل مغناطيسي. يتوافق عدد الكم المغناطيسي m l مع اتجاه المدار بالنسبة لاتجاه متجه قوة المجال المغناطيسي الخارجي ويمكن أن يأخذ أي قيم صحيحة من –l إلى +l، بما في ذلك 0، أي. إجمالي عدد القيم الممكنة هو (2ل+1). لذلك، على سبيل المثال، بالنسبة إلى l = 0 m l = 0 (قيمة واحدة)، بالنسبة إلى l = 1 m l = -1، 0، +1 (ثلاث قيم)، بالنسبة إلى l = 2 m l = -2، -1، 0، + 1، +2 (خمس قيم لعدد الكم المغناطيسي)، إلخ.

لذلك، على سبيل المثال، المدارات p، أي. المدارات ذات العدد الكمي المداري l = 1، والتي لها شكل "شكل ثلاثي الأبعاد ثمانية"، تتوافق مع ثلاث قيم لعدد الكم المغناطيسي (-1، 0، +1)، والتي بدورها، تتوافق مع ثلاثة اتجاهات متعامدة مع بعضها البعض في الفضاء.

4) يمكن اعتبار عدد الكم المغزلي (أو ببساطة الدوران) - m s - مسؤولاً بشكل مشروط عن اتجاه دوران الإلكترون في الذرة، ويمكن أن يأخذ قيمًا. الالكترونات ذات ظهورهم مختلفةيشار إليها بأسهم عمودية تشير نحو جوانب مختلفة: ↓ و .

تسمى مجموعة جميع المدارات في الذرة التي لها نفس عدد الكم الرئيسي مستوى الطاقة أو غلاف الإلكترون. أي مستوى طاقة اعتباطي له عدد ما n يتكون من مدارات n 2.

تمثل مجموعة المدارات التي لها نفس قيم رقم الكم الرئيسي ورقم الكم المداري مستوى فرعيًا للطاقة.

كل مستوى طاقة يتوافق مع رقم الكم الرئيسي n يحتوي على مستويات فرعية n. وبدوره، يتكون كل مستوى فرعي من الطاقة ذو الرقم الكمي المداري l من مدارات (2l+1). وبالتالي، يتكون المستوى الفرعي s من مدار واحد s، ويتكون المستوى الفرعي p من ثلاثة مدارات p، ويتكون المستوى الفرعي d من خمسة مدارات d، ويتكون المستوى الفرعي f من سبعة مدارات f. نظرًا لأنه، كما ذكرنا سابقًا، غالبًا ما يُشار إلى المدار الذري الواحد بخلية مربعة واحدة، فيمكن تمثيل المستويات الفرعية s- وp- وd- وf بيانيًا على النحو التالي:

يتوافق كل مداري مع مجموعة فردية محددة بدقة من ثلاثة أرقام كمية n وl وm l.

يسمى توزيع الإلكترونات بين المدارات بالتكوين الإلكتروني.

إن امتلاء المدارات الذرية بالإلكترونات يتم وفق ثلاثة شروط:

• مبدأ الحد الأدنى من الطاقة: تملأ الإلكترونات المدارات ابتداء من أدنى مستوى للطاقة. تسلسل المستويات الفرعية حسب الترتيب التصاعدي لطاقاتها هو كما يلي: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;

لتسهيل تذكر هذا التسلسل لملء المستويات الفرعية الإلكترونية، الرسم التوضيحي التالي مناسب جدًا:

• مبدأ باولي: لا يمكن أن يحتوي كل مدار على أكثر من إلكترونين.

إذا كان هناك إلكترون واحد في المدار، فإنه يسمى غير مزدوج، وإذا كان هناك اثنان، فيسمى زوجًا من الإلكترونات.

• حكم هوند: الحالة الأكثر استقرارًا للذرة هي الحالة التي تحتوي فيها الذرة، ضمن مستوى فرعي واحد، على أكبر عدد ممكن من الإلكترونات غير المتزاوجة. تسمى هذه الحالة الأكثر استقرارًا للذرة بالحالة الأرضية.

في الواقع، ما ورد أعلاه يعني، على سبيل المثال، أن وضع الإلكترونات الأول والثاني والثالث والرابع في ثلاثة مدارات من المستوى الفرعي p سيتم على النحو التالي:

سيتم ملء المدارات الذرية من الهيدروجين الذي له شحنة رقم 1 إلى الكريبتون (Kr) الذي له شحنة رقم 36 على النحو التالي:

يسمى هذا التمثيل لترتيب ملء المدارات الذرية بمخطط الطاقة. استنادا إلى المخططات الإلكترونية للعناصر الفردية، من الممكن كتابة ما يسمى بالصيغ الإلكترونية (التكوينات). لذلك، على سبيل المثال، عنصر يحتوي على 15 بروتونًا، ونتيجة لذلك، 15 إلكترونًا، أي. سيكون للفوسفور (P) مخطط الطاقة التالي:

عند تحويلها إلى صيغة إلكترونية، فإن ذرة الفوسفور تأخذ الشكل التالي:

15 ف = 1 ث 2 2 ث 2 2 ع 6 3 ث 2 3 ع 3

أرقام الحجم الطبيعي الموجودة على يسار رمز المستوى الفرعي توضح رقم مستوى الطاقة، والأرقام الفوقية الموجودة على يمين رمز المستوى الفرعي توضح عدد الإلكترونات في المستوى الفرعي المقابل.

فيما يلي الصيغ الإلكترونية للعناصر الـ 36 الأولى في الجدول الدوري بواسطة D.I. مندليف.

كما ذكرنا سابقًا، تقع الإلكترونات في المدارات الذرية في حالتها الأرضية وفقًا لمبدأ الطاقة الأقل. ومع ذلك، في ظل وجود مدارات p فارغة في الحالة الأرضية للذرة، في كثير من الأحيان، عن طريق نقل الطاقة الزائدة إليها، يمكن نقل الذرة إلى ما يسمى بالحالة المثارة. على سبيل المثال، ذرة البورون في حالتها الأرضية لها تكوين إلكتروني ومخطط طاقة بالشكل التالي:

5 ب = 1س 2 2س 2 2ع 1

وفي حالة متحمس (*) أي. عندما يتم نقل بعض الطاقة إلى ذرة البورون، فإن تكوينها الإلكتروني ومخطط الطاقة سيبدو كما يلي:

5 ب* = 1س 2 2س 1 2ع 2

اعتمادًا على المستوى الفرعي الذي يتم ملؤه أخيرًا في الذرة، يتم تقسيم العناصر الكيميائية إلى s أو p أو d أو f.

العثور على عناصر s وp وd وf في الجدول D.I. مندليف:

• تحتوي عناصر s على آخر مستوى فرعي s يجب ملؤه. تتضمن هذه العناصر عناصر المجموعات الفرعية الرئيسية (على اليسار في خلية الجدول) من المجموعتين الأولى والثانية.
• بالنسبة للعناصر p، يتم ملء المستوى الفرعي p. وتشمل العناصر p العناصر الستة الأخيرة من كل فترة، باستثناء الأول والسابع، بالإضافة إلى عناصر المجموعات الفرعية الرئيسية للمجموعات من الثالث إلى الثامن.
• تقع عناصر d بين عناصر s و p في فترات كبيرة.
• و- العناصر تسمى اللانثانيدات والأكتينيدات. تم إدراجهم في أسفل جدول D.I. مندليف.

التكوين الإلكتروني للذرةهي صيغة توضح ترتيب الإلكترونات في الذرة حسب المستويات والمستويات الفرعية. بعد دراسة المقال ستتعرف على مكان وكيفية تواجد الإلكترونات، وتتعرف على أعداد الكم وتكون قادرًا على بناء التكوين الإلكتروني للذرة من خلال رقمها، وفي نهاية المقال يوجد جدول للعناصر.

لماذا دراسة التكوين الإلكتروني للعناصر؟

الذرات تشبه مجموعة البناء: هناك عدد معين من الأجزاء، وهي تختلف عن بعضها البعض، ولكن جزأين من نفس النوع متماثلان تمامًا. لكن مجموعة البناء هذه أكثر إثارة للاهتمام من المجموعة البلاستيكية، وإليكم السبب. يتغير التكوين اعتمادًا على من هو قريب. على سبيل المثال، الأكسجين بجانب الهيدروجين ربمايتحول إلى ماء، وعندما يكون بالقرب من الصوديوم يتحول إلى غاز، وعندما يكون بالقرب من الحديد يتحول بالكامل إلى صدأ. للإجابة على سؤال لماذا يحدث هذا والتنبؤ بسلوك ذرة بجانب أخرى، لا بد من دراسة التكوين الإلكتروني، وهو ما سيتم مناقشته أدناه.

كم عدد الإلكترونات الموجودة في الذرة؟

تتكون الذرة من نواة تدور حولها إلكترونات، وتتكون النواة من بروتونات ونيوترونات. في الحالة المحايدة، يكون لكل ذرة عدد من الإلكترونات يساوي عدد البروتونات الموجودة في نواتها. يتم تحديد عدد البروتونات من خلال العدد الذري للعنصر، على سبيل المثال، يحتوي الكبريت على 16 بروتونًا - وهو العنصر السادس عشر في الجدول الدوري. يحتوي الذهب على 79 بروتونًا، وهو العنصر رقم 79 في الجدول الدوري. وعليه، فإن الكبريت لديه 16 إلكترونًا في الحالة المحايدة، والذهب لديه 79 إلكترونًا.

أين تبحث عن الإلكترون؟

من خلال مراقبة سلوك الإلكترون، تم استخلاص أنماط معينة، تم وصفها بأرقام الكم، وهناك أربعة في المجموع:

• عدد الكم الرئيسي
• رقم الكم المداري
• عدد الكم المغناطيسي
• تدور عدد الكم

مداري

علاوة على ذلك، بدلاً من كلمة مدار، سنستخدم مصطلح "المدار"؛ المدار هو الدالة الموجية للإلكترون؛ وهي تقريبًا المنطقة التي يقضي فيها الإلكترون 90٪ من وقته.

ن - المستوى
لام - قذيفة
م ل - الرقم المداري
M s - الإلكترون الأول أو الثاني في المدار

رقم الكم المداري l

ونتيجة لدراسة السحابة الإلكترونية، وجدوا أنه اعتمادًا على مستوى الطاقة، تأخذ السحابة أربعة أشكال رئيسية: كرة، ودمبل، وشكلين آخرين أكثر تعقيدًا. ومن أجل زيادة الطاقة، تسمى هذه الأشكال s- وp- وd- وf-shell. يمكن أن تحتوي كل من هذه الأصداف على مدارات واحدة (on s) و3 (on p) و5 (on d) و7 (on f). رقم الكم المداري هو الغلاف الذي توجد فيه المدارات. يأخذ رقم الكم المداري للمدارات s وp وd وf القيم 0,1,2 أو 3 على التوالي.

يوجد مدار واحد على الغلاف s (L=0) - إلكترونين
هناك ثلاثة مدارات على الغلاف p (L=1) - ستة إلكترونات
هناك خمسة مدارات على الغلاف d (L=2) - عشرة إلكترونات
هناك سبعة مدارات على الغلاف f (L=3) - أربعة عشر إلكترونًا

عدد الكم المغناطيسي m l

هناك ثلاثة مدارات على الغلاف p، تم تحديدها بالأرقام من -L إلى +L، أي أنه بالنسبة للقذيفة p (L=1) هناك مدارات "-1" و"0" و"1" . يُشار إلى رقم الكم المغناطيسي بالحرف m l.

داخل الغلاف، من الأسهل أن تتواجد الإلكترونات في مدارات مختلفة، لذا فإن الإلكترونات الأولى تملأ إلكترونًا واحدًا في كل مدار، ثم يضاف زوج من الإلكترونات إلى كل واحد.

النظر في قذيفة د:
يتوافق الغلاف d مع القيمة L=2، أي خمسة مدارات (-2،-1،0،1 و2)، الإلكترونات الخمسة الأولى تملأ الغلاف مع القيم M l =-2، M ل =-1, م ل =0 , م ل =1,م ل =2.

تدور عدد الكم م ث

الدوران هو اتجاه دوران الإلكترون حول محوره، وهناك اتجاهان، وبالتالي فإن عدد الكم المغزلي له قيمتان: +1/2 و-1/2. يمكن لمستوى فرعي واحد من الطاقة أن يحتوي فقط على إلكترونين لهما دوران متضاد. يُشار إلى عدد الكم المغزلي بالـ m s

رقم الكم الرئيسي ن

رقم الكم الرئيسي هو مستوى الطاقة، ويوجد حاليًا سبعة مستويات للطاقة معروفة، يشار إلى كل منها برقم عربي: 1،2،3،...7. عدد القذائف في كل مستوى يساوي رقم المستوى: هناك قذيفة واحدة في المستوى الأول، واثنتان في الثانية، وما إلى ذلك.

رقم الإلكترون

لذلك، يمكن وصف أي إلكترون بأربعة أرقام كمومية، مزيج هذه الأرقام فريد لكل موضع من الإلكترون، خذ الإلكترون الأول، أدنى مستوى طاقة هو N = 1، في المستوى الأول هناك قذيفة واحدة، القشرة الأولى على أي مستوى لها شكل كرة (قذيفة)، أي. L=0، يمكن أن يأخذ عدد الكم المغناطيسي قيمة واحدة فقط، M l =0 وسيكون الدوران مساويًا لـ +1/2. إذا أخذنا الإلكترون الخامس (في أي ذرة كان)، فإن أرقام الكم الرئيسية له ستكون: N=2، L=1، M=-1، دوران 1/2.

خوارزمية تكوين الصيغة الإلكترونية للعنصر:

1. تحديد عدد الإلكترونات في الذرة باستخدام الجدول الدوري للعناصر الكيميائية D.I. مندليف.

2. باستخدام رقم الفترة التي يوجد فيها العنصر، حدد عدد مستويات الطاقة؛ عدد الإلكترونات في المستوى الإلكتروني الأخير يتوافق مع رقم المجموعة.

3. تقسيم المستويات إلى مستويات فرعية وأفلاكات وملئها بالإلكترونات وفقا لقواعد ملء المدارات:

يجب أن نتذكر أن المستوى الأول يحتوي على إلكترونين كحد أقصى 1س 2، في الثاني - بحد أقصى 8 (اثنان سوستة ص: 2س22ف6) ، في الثالث - بحد أقصى 18 (اثنان س، ستة ص، وعشرة د: 3ث 2 3ع 6 3د 10).

• عدد الكم الرئيسي نيجب أن يكون الحد الأدنى.
• أول من يملأ س-المستوى الفرعي إذن ص-، د- ب و-المستويات الفرعية.
• تملأ الإلكترونات المدارات حسب زيادة طاقة المدارات (قاعدة كليتشكوفسكي).
• ضمن المستوى الفرعي، تشغل الإلكترونات أولاً مدارات حرة واحدًا تلو الآخر، وبعد ذلك فقط تشكل أزواجًا (قاعدة هوند).
• لا يمكن أن يكون هناك أكثر من إلكترونين في مدار واحد (مبدأ باولي).

أمثلة.

1. دعونا ننشئ صيغة إلكترونية للنيتروجين. النيتروجين هو رقم 7 في الجدول الدوري.

2. دعونا ننشئ الصيغة الإلكترونية للأرجون. الأرجون هو رقم 18 في الجدول الدوري.

1ث 2 2ث 22ف 6 3ث 23ف6.

3. لنقم بإنشاء الصيغة الإلكترونية للكروم. الكروم هو رقم 24 في الجدول الدوري.

1 ثانية 2 2 ثانية 2 2 ص 6 3ث 2 3 ص 6 4s 1 3D 5

مخطط الطاقة للزنك.

4. دعونا ننشئ الصيغة الإلكترونية للزنك. الزنك رقم 30 في الجدول الدوري

1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 4S 2 3D 10

يرجى ملاحظة أن جزءًا من الصيغة الإلكترونية، أي 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6، هو الصيغة الإلكترونية للأرجون.

يمكن تمثيل الصيغة الإلكترونية للزنك على النحو التالي:

الإلكترونات

نشأ مفهوم الذرة في العالم القديم للدلالة على جسيمات المادة. ترجمت من اليونانية، "الذرة" تعني "غير قابل للتجزئة".

توصل الفيزيائي الأيرلندي ستوني، بناءً على التجارب، إلى استنتاج مفاده أن الكهرباء تحملها أصغر الجزيئات الموجودة في ذرات جميع العناصر الكيميائية. في عام 1891، اقترح ستوني تسمية هذه الجسيمات بالإلكترونات، والتي تعني "العنبر" باللغة اليونانية. وبعد سنوات قليلة من حصول الإلكترون على اسمه، أثبت الفيزيائي الإنجليزي جوزيف طومسون والفيزيائي الفرنسي جان بيرين أن الإلكترونات تحمل شحنة سالبة. هذه هي أصغر شحنة سالبة، والتي تعتبر في الكيمياء واحدًا (-1). حتى أن طومسون تمكن من تحديد سرعة الإلكترون (سرعة الإلكترون في المدار تتناسب عكسيا مع رقم المدار n. ويزداد نصف قطر المدارات بما يتناسب مع مربع رقم المدار. في المدار الأول من ذرة الهيدروجين (n=1; Z=1) السرعة ≈ 2.2·106 م/ث، أي حوالي مائة مرة أقل من سرعة الضوء ج = 3·108 م/ث) وكتلة الإلكترون (وهي أقل بحوالي 2000 مرة من كتلة ذرة الهيدروجين).

حالة الإلكترونات في الذرة

تُفهم حالة الإلكترون في الذرة على أنها مجموعة من المعلومات حول طاقة إلكترون معين والفضاء الذي يقع فيه. الإلكترون الموجود في الذرة ليس له مسار للحركة، أي يمكننا الحديث عنه فقط احتمال العثور عليه في الفضاء المحيط بالنواة.

ويمكن أن تتواجد في أي جزء من هذا الفضاء المحيط بالنواة، ويعتبر مجموع مواقعها المختلفة بمثابة سحابة إلكترونية ذات كثافة شحنة سالبة معينة. مجازيًا، يمكن تخيل ذلك بهذه الطريقة: إذا كان من الممكن تصوير موضع الإلكترون في الذرة بعد جزء من مائة أو جزء من مليون من الثانية، كما هو الحال في الصورة النهائية، فسيتم تمثيل الإلكترون في مثل هذه الصور كنقاط. إذا تم تركيب عدد لا يحصى من هذه الصور، فستكون الصورة لسحابة إلكترونية ذات كثافة أكبر حيث يوجد أكبر عدد من هذه النقاط.

يُطلق على الفضاء المحيط بالنواة الذرية والذي من المرجح أن يوجد فيه الإلكترون اسم المدار. أنه يحتوي على ما يقرب من 90% سحابة إلكترونيةوهذا يعني أن حوالي 90% من الوقت الذي يتواجد فيه الإلكترون في هذا الجزء من الفضاء. تتميز بالشكل 4 أنواع معروفة حاليا من المدارات، والتي تم تحديدها باللاتينية الحروف ق، ع، د، و. يعرض الشكل تمثيلًا رسوميًا لبعض أشكال مدارات الإلكترون.

إن أهم خاصية لحركة الإلكترون في مدار معين هي طاقة ارتباطها بالنواة. تشكل الإلكترونات ذات قيم الطاقة المتشابهة طبقة إلكترونية واحدة، أو مستوى طاقة. يتم ترقيم مستويات الطاقة بدءًا من النواة: 1، 2، 3، 4، 5، 6، 7.

ويسمى العدد الصحيح n، الذي يشير إلى رقم مستوى الطاقة، برقم الكم الرئيسي. وهو يميز طاقة الإلكترونات التي تشغل مستوى طاقة معين. تمتلك إلكترونات مستوى الطاقة الأول، الأقرب إلى النواة، أدنى طاقة.بالمقارنة مع إلكترونات المستوى الأول، ستتميز إلكترونات المستويات اللاحقة بإمدادات كبيرة من الطاقة. وبالتالي، فإن إلكترونات المستوى الخارجي هي الأقل ارتباطًا بالنواة الذرية.

يتم تحديد أكبر عدد من الإلكترونات عند مستوى الطاقة بالصيغة:

ن = 2ن 2 ,

حيث N هو الحد الأقصى لعدد الإلكترونات؛ n هو رقم المستوى، أو رقم الكم الرئيسي. وبالتالي، عند مستوى الطاقة الأول الأقرب إلى النواة، لا يمكن أن يكون هناك أكثر من إلكترونين؛ في الثانية - لا يزيد عن 8؛ في الثالث - لا يزيد عن 18؛ في الرابع - لا يزيد عن 32.

ابتداءً من مستوى الطاقة الثاني (ن = 2)، ينقسم كل مستوى من المستويات إلى مستويات فرعية (طبقات فرعية)، تختلف قليلاً عن بعضها البعض في طاقة الارتباط مع النواة. عدد المستويات الفرعية يساوي قيمة رقم الكم الرئيسي: مستوى الطاقة الأول له مستوى فرعي واحد؛ الثاني - اثنان؛ الثالث - ثلاثة؛ الرابع - أربعة مستويات فرعية. وتتكون المستويات الفرعية بدورها من المدارات. كل قيمةn يتوافق مع عدد المدارات التي تساوي n.

يُشار إلى المستويات الفرعية عادة بأحرف لاتينية، بالإضافة إلى شكل المدارات التي تتكون منها: s، p، d، f.

البروتونات والنيوترونات

إن ذرة أي عنصر كيميائي يمكن مقارنتها بنظام شمسي صغير. لذلك، يسمى هذا النموذج للذرة، الذي اقترحه E. Rutherford كوكبي.

تتكون النواة الذرية، التي تتركز فيها كتلة الذرة بأكملها، من جزيئات من نوعين - البروتونات والنيوترونات.

تمتلك البروتونات شحنة مساوية لشحنة الإلكترونات، ولكنها معاكسة لها في الإشارة (+1)، وكتلة تساوي كتلة ذرة الهيدروجين (تُعتبر واحدة في الكيمياء). النيوترونات لا تحمل أي شحنة، فهي محايدة ولها كتلة تساوي كتلة البروتون.

تسمى البروتونات والنيوترونات معًا بالنيوكليونات (من النواة اللاتينية - النواة). ويسمى مجموع عدد البروتونات والنيوترونات الموجودة في الذرة بالعدد الكتلي. على سبيل المثال، العدد الكتلي لذرة الألومنيوم هو:

13 + 14 = 27

عدد البروتونات 13، عدد النيوترونات 14، العدد الكتلي 27

وبما أن كتلة الإلكترون، وهي صغيرة بشكل لا يذكر، يمكن إهمالها، فمن الواضح أن كتلة الذرة بأكملها تتركز في النواة. يتم تعيين الإلكترونات e - .

منذ الذرة محايد كهربائيافمن الواضح أيضًا أن عدد البروتونات والإلكترونات الموجودة في الذرة هو نفسه. وهو يساوي الرقم التسلسلي للعنصر الكيميائي المخصص له في الجدول الدوري. تتكون كتلة الذرة من كتلة البروتونات والنيوترونات. بمعرفة العدد الذري للعنصر (Z)، أي عدد البروتونات، والعدد الكتلي (A)، الذي يساوي مجموع أعداد البروتونات والنيوترونات، يمكنك إيجاد عدد النيوترونات (N) باستخدام الصيغة :

ن = أ - ي

على سبيل المثال، عدد النيوترونات في ذرة الحديد هو:

56 — 26 = 30

النظائر

تسمى أنواع ذرات العنصر نفسه التي لها نفس الشحنة النووية ولكن بأعداد كتلية مختلفة النظائر. العناصر الكيميائية الموجودة في الطبيعة عبارة عن خليط من النظائر. وبالتالي، فإن الكربون له ثلاثة نظائر كتلتها 12، 13، 14؛ الأكسجين - ثلاثة نظائر كتلتها 16، 17، 18، إلخ. الكتلة الذرية النسبية لعنصر كيميائي تعطى عادة في الجدول الدوري هي متوسط ​​قيمة الكتل الذرية لخليط طبيعي من نظائر عنصر معين، مع الأخذ في الاعتبار وفرتها النسبية في الطبيعة. الخواص الكيميائية لنظائر معظم العناصر الكيميائية هي نفسها تمامًا. ومع ذلك، تختلف نظائر الهيدروجين بشكل كبير في خصائصها بسبب الزيادة الهائلة في كتلتها الذرية النسبية؛ حتى أنهم يتم إعطاؤهم أسماء فردية ورموز كيميائية.

عناصر الفترة الأولى

رسم تخطيطي للتركيب الإلكتروني لذرة الهيدروجين:

توضح الرسوم البيانية للبنية الإلكترونية للذرات توزيع الإلكترونات عبر الطبقات الإلكترونية (مستويات الطاقة).

الصيغة الإلكترونية الرسومية لذرة الهيدروجين (توضح توزيع الإلكترونات حسب مستويات الطاقة والمستويات الفرعية):

توضح الصيغ الإلكترونية الرسومية للذرات توزيع الإلكترونات ليس فقط بين المستويات والمستويات الفرعية، ولكن أيضًا بين المدارات.

في ذرة الهيليوم، تكون طبقة الإلكترون الأولى مكتملة - فهي تحتوي على إلكترونين. الهيدروجين والهيليوم من العناصر. يمتلئ المدار s لهذه الذرات بالإلكترونات.

لجميع عناصر الفترة الثانية يتم ملء الطبقة الإلكترونية الأولى، وتملأ الإلكترونات مدارات s و p لطبقة الإلكترون الثانية وفقًا لمبدأ الطاقة الأقل (أولاً s ثم p) وقواعد باولي وهوند.

في ذرة النيون، تكتمل طبقة الإلكترون الثانية - فهي تحتوي على 8 إلكترونات.

بالنسبة لذرات عناصر الفترة الثالثة، تكتمل الطبقتان الإلكترونيتان الأولى والثانية، فتمتلئ الطبقة الإلكترونية الثالثة، والتي يمكن أن تشغل فيها الإلكترونات المستويات الفرعية 3s و3p و3d.

تكمل ذرة المغنيسيوم مدارها الإلكتروني 3s. Na وMg عنصران s.

في الألومنيوم والعناصر اللاحقة، يمتلئ المستوى الفرعي 3p بالإلكترونات.

عناصر الفترة الثالثة لها مدارات ثلاثية الأبعاد شاغرة.

جميع العناصر من Al إلى Ar هي عناصر p. تشكل العناصر s وp المجموعات الفرعية الرئيسية في الجدول الدوري.

عناصر الفترة الرابعة - السابعة

تظهر طبقة الإلكترون الرابعة في ذرات البوتاسيوم والكالسيوم، ويمتلئ المستوى الفرعي 4s، لأنه يحتوي على طاقة أقل من المستوى الفرعي 3d.

K، Ca - العناصر المدرجة في المجموعات الفرعية الرئيسية. بالنسبة للذرات من Sc إلى Zn، فإن المستوى الفرعي ثلاثي الأبعاد مملوء بالإلكترونات. هذه عناصر ثلاثية الأبعاد. يتم تضمينها في مجموعات فرعية ثانوية، ويتم ملء الطبقة الإلكترونية الخارجية لها، وتصنف على أنها عناصر انتقالية.

انتبه إلى بنية الأصداف الإلكترونية لذرات الكروم والنحاس. فيها، "يفشل" إلكترون واحد من المستوى الفرعي 4s إلى المستوى الفرعي 3d، وهو ما يفسره استقرار الطاقة الأكبر للتكوينات الإلكترونية الناتجة 3d 5 و3d 10:

في ذرة الزنك، تكتمل طبقة الإلكترون الثالثة - حيث تمتلئ جميع المستويات الفرعية 3s و3p و3d بإجمالي 18 إلكترونًا. في العناصر التالية للزنك، تستمر طبقة الإلكترون الرابعة، المستوى الفرعي 4p، في الامتلاء.

العناصر من Ga إلى Kr هي عناصر p.

تحتوي ذرة الكريبتون على طبقة خارجية (رابعة) مكتملة وتحتوي على 8 إلكترونات. ولكن يمكن أن يكون هناك إجمالي 32 إلكترونًا في طبقة الإلكترون الرابعة؛ لا يزال لدى ذرة الكريبتون مستويات فرعية شاغرة 4d و 4f.بالنسبة لعناصر الفترة الخامسة، يتم ملء المستويات الفرعية بالترتيب التالي: 5s - 4d - 5p. وهناك أيضًا استثناءات تتعلق بـ " فشل» الإلكترونات، y 41 Nb، 42 Mo، 44 ​​Ru، 45 Rh، 46 Pd، 47 Ag.

في الفترتين السادسة والسابعة، تظهر عناصر f، أي العناصر التي يتم فيها ملء المستويات الفرعية 4f و5f للطبقة الإلكترونية الخارجية الثالثة، على التوالي.

تسمى عناصر 4f اللانثانيدات.

تسمى عناصر 5f الأكتينيدات.

ترتيب ملء المستويات الفرعية الإلكترونية في ذرات عناصر الدورة السادسة: 55 Cs و 56 Ba - 6s؛ 57 لا ... 6s 2 5d x - 5d عنصر؛ 58 سي - 71 لو - 4f عناصر؛ 72 هرتز - 80 زئبق - عناصر 5d؛ 81 T1 - 86 Rn - عناصر 6d. ولكن هنا أيضًا هناك عناصر يتم فيها "انتهاك" ترتيب ملء المدارات الإلكترونية، والذي يرتبط، على سبيل المثال، باستقرار طاقة أكبر للمستويات الفرعية f النصفية والمملوءة بالكامل، أي nf 7 و nf 14. اعتمادًا على المستوى الفرعي للذرة الممتلئ بالإلكترونات أخيرًا، يتم تقسيم جميع العناصر إلى أربع عائلات أو كتل من الإلكترونات:

• عناصر s. يمتلئ المستوى الفرعي s للمستوى الخارجي للذرة بالإلكترونات. تشمل عناصر s الهيدروجين والهيليوم وعناصر المجموعات الفرعية الرئيسية للمجموعتين الأولى والثانية.

• عناصر ف. يمتلئ المستوى الفرعي p للمستوى الخارجي للذرة بالإلكترونات. تتضمن العناصر p عناصر المجموعات الفرعية الرئيسية للمجموعات من الثالث إلى الثامن.

• د- العناصر. يمتلئ المستوى الفرعي d للمستوى ما قبل الخارجي للذرة بالإلكترونات. تتضمن عناصر d عناصر المجموعات الفرعية الثانوية من المجموعات I-VIII، أي عناصر المكونات الإضافية لعقود من الفترات الكبيرة الواقعة بين عناصر s و p. وتسمى أيضًا العناصر الانتقالية.

• عناصر f. يمتلئ المستوى الفرعي f للمستوى الخارجي الثالث للذرة بالإلكترونات. وتشمل هذه اللانثانيدات والمضادات.

أثبت الفيزيائي السويسري دبليو باولي في عام 1925 أنه في الذرة في مدار واحد لا يمكن أن يكون هناك أكثر من إلكترونين لهما دوران متعاكس (مضاد للتوازي) (مترجم من الإنجليزية باسم "المغزل")، أي أن لهما خصائص يمكن تخيلها بشكل مشروط كدوران الإلكترون حول محوره التخيلي: في اتجاه عقارب الساعة أو عكس اتجاه عقارب الساعة.

ويسمى هذا المبدأ مبدأ باولي. إذا كان هناك إلكترون واحد في المدار، فإنه يسمى غير مزدوج، إذا كان هناك اثنان، فهذه إلكترونات مقترنة، أي إلكترونات ذات دوران معاكس. يوضح الشكل رسمًا تخطيطيًا لتقسيم مستويات الطاقة إلى مستويات فرعية وترتيب امتلاءها.

في كثير من الأحيان، يتم تصوير بنية الأصداف الإلكترونية للذرات باستخدام الطاقة أو الخلايا الكمومية - تتم كتابة ما يسمى بالصيغ الإلكترونية الرسومية. بالنسبة لهذا الترميز، يتم استخدام الترميز التالي: يتم تحديد كل خلية كمية بواسطة خلية تتوافق مع مدار واحد؛ تتم الإشارة إلى كل إلكترون بسهم يتوافق مع اتجاه الدوران. عند كتابة صيغة إلكترونية رسومية، يجب أن تتذكر قاعدتين: مبدأ باولي وقاعدة ف. هوند، والتي بموجبها تشغل الإلكترونات الخلايا الحرة أولاً واحدة تلو الأخرى ولها نفس قيمة الدوران، وعندها فقط تتزاوج، لكن الدوران، وفقًا لمبدأ باولي، سيكون بالفعل موجهًا بشكل معاكس.

قاعدة هوند ومبدأ باولي

حكم هوند- قاعدة في كيمياء الكم تحدد ترتيب ملء مدارات طبقة فرعية معينة ويتم صياغتها على النحو التالي: يجب أن تكون القيمة الإجمالية لعدد الكم المغزلي للإلكترونات لطبقة فرعية معينة الحد الأقصى. صاغه فريدريش هوند في عام 1925.

وهذا يعني أنه في كل مدار من مدارات الطبقة الفرعية، يتم ملء إلكترون واحد أولاً، وفقط بعد استنفاد المدارات الفارغة، تتم إضافة إلكترون ثانٍ إلى هذا المدار. في هذه الحالة، يوجد في مدار واحد إلكترونين لهما دوران نصف صحيح للإشارة المعاكسة، ويتزوجان (يشكلان سحابة ثنائية الإلكترون)، ونتيجة لذلك، يصبح الدوران الإجمالي للمدار مساويًا للصفر.

صياغة أخرى: أقل في الطاقة يكمن الحد الذري الذي يتم فيه استيفاء شرطين.

1. التعدد هو الحد الأقصى
2. عندما تتزامن التعدديات، يكون الزخم المداري الإجمالي L هو الحد الأقصى.

دعونا نحلل هذه القاعدة باستخدام مثال ملء مدارات المستوى الفرعي p ص- عناصر الدورة الثانية (أي من البورون إلى النيون (في الرسم البياني أدناه، تشير الخطوط الأفقية إلى المدارات، والأسهم الرأسية تشير إلى الإلكترونات، ويشير اتجاه السهم إلى اتجاه الدوران).

حكم كليتشكوفسكي

قاعدة كليتشكوفسكي -مع زيادة العدد الإجمالي للإلكترونات في الذرات (مع زيادة شحنات نواتها، أو الأعداد التسلسلية للعناصر الكيميائية)، يتم ملء المدارات الذرية بطريقة يعتمد ظهور الإلكترونات في المدار ذي الطاقة الأعلى عليها فقط على رقم الكم الرئيسي n ولا يعتمد على جميع أرقام أعداد الكم الأخرى، بما في ذلك من l. فيزيائيًا، هذا يعني أنه في الذرة الشبيهة بالهيدروجين (في حالة عدم وجود تنافر بين الإلكترونات)، يتم تحديد الطاقة المدارية للإلكترون فقط من خلال المسافة المكانية لكثافة شحنة الإلكترون من النواة ولا تعتمد على خصائصها الحركة في مجال النواة .

تتعارض قاعدة كليتشكوفسكي التجريبية ونظام الترتيب الذي يتبعها إلى حد ما مع تسلسل الطاقة الحقيقي للمدارات الذرية فقط في حالتين متشابهتين: بالنسبة للذرات Cr، Cu، Nb، Mo، Ru، Rh، Pd، Ag، Pt، Au ، هناك "فشل" للإلكترون مع s - يتم استبدال المستوى الفرعي للطبقة الخارجية بالمستوى الفرعي d للطبقة السابقة، مما يؤدي إلى حالة أكثر استقرارًا للذرة من الناحية النشطة، وهي: بعد ملء المدار 6 باثنين الإلكترونات س