أساسيات بنية الذرة. فقط عن معقدة

نظرًا لأنه في التفاعلات الكيميائية ، تظل نوى الذرات المتفاعلة دون تغيير (باستثناء التحولات المشعة) ، إذن الخواص الكيميائيةتعتمد الذرات على بنيتها قذائف الإلكترون. نظرية الهيكل الإلكترونيذرةعلى أساس جهاز ميكانيكا الكم. وبالتالي ، يمكن الحصول على بنية مستويات الطاقة في الذرة على أساس الحسابات الميكانيكية الكمومية لاحتمالات العثور على الإلكترونات في الفضاء المحيط. نواة ذرية (أرز. 4.5).

أرز. 4.5. مخطط تقسيم مستويات الطاقة إلى مستويات فرعية

تنحصر أساسيات نظرية التركيب الإلكتروني للذرة في الأحكام التالية: تتميز حالة كل إلكترون في الذرة بأربعة أرقام كمومية: الرقم الكمي الرئيسي ن = 1 ، 2 ، 3 ، ؛ المداري (السمت) ل = 0،1،2 ، ن – 1؛ مغناطيسي م ل = –l ، –1,0,1,  ل؛ غزل م س = -1/2, 1/2 .

وفق مبدأ باولي، في نفس الذرة لا يمكن أن يكون هناك إلكترونان لهما نفس المجموعة المكونة من أربعة أرقام كمومية ن ، ل ، م ل م س؛ مجموعات من الإلكترونات لها نفس الأرقام الكمومية الأساسية n تشكل طبقات إلكترونية ، أو مستويات طاقة للذرة ، مرقمة من النواة ويُشار إليها بـ K ، L ، M ، N ، O ، P ، Qعلاوة على ذلك ، في طبقة الطاقة بالقيمة المعطاة نلا يمكن أن يكون أكثر من 2 ن 2 الإلكترونات. مجموعات من الإلكترونات لها نفس الأرقام الكمية نو ل، شكل المستويات الفرعية ، تدل على أنها تبتعد عن الجوهر مثل s ، p ، d ، f.

إن الاكتشاف الاحتمالي لموضع الإلكترون في الفضاء حول النواة الذرية يتوافق مع مبدأ عدم اليقين في هايزنبرغ. وفقًا لمفاهيم ميكانيكا الكم ، لا يمتلك الإلكترون الموجود في الذرة مسارًا محددًا للحركة ويمكن أن يتواجد في أي جزء من الفضاء حول النواة ، وتعتبر مواقعه المختلفة بمثابة سحابة إلكترونية ذات كثافة شحنة سالبة معينة. يُطلق على الفراغ حول النواة ، والذي يُرجح أن يوجد فيه الإلكترون المداري. يحتوي على حوالي 90٪ من السحابة الإلكترونية. كل مستوى فرعي 1s ، 2s ، 2pإلخ. يتوافق مع عدد معين من المدارات ذات شكل معين. فمثلا، 1 ثانية- و 2 ثانية-المدارات كروية و 2 ص-وربيتال ( 2 ص x ، 2 ص ذ ، 2 ص ض-orbitals) موجهة في اتجاهات متعامدة بشكل متبادل ولها شكل الدمبل ( أرز. 4.6).

أرز. 4.6. شكل واتجاه المدارات الإلكترونية.

أثناء التفاعلات الكيميائية ، لا تخضع النواة الذرية لتغييرات ، فقط قذائف الإلكترون للذرات تتغير ، والتي يفسر تركيبها العديد من الخصائص العناصر الكيميائية. استنادًا إلى نظرية التركيب الإلكتروني للذرة ، تم إنشاء المعنى الفيزيائي العميق لقانون مندليف الدوري للعناصر الكيميائية وتم إنشاء نظرية الترابط الكيميائي.

يتضمن الإثبات النظري للنظام الدوري للعناصر الكيميائية بيانات عن بنية الذرة ، مما يؤكد وجود علاقة بين دورية التغيرات في خصائص العناصر الكيميائية والتكرار الدوري لأنواع مماثلة من التكوينات الإلكترونية لذراتها.

في ضوء عقيدة بنية الذرة ، يصبح تقسيم مندلييف لجميع العناصر إلى سبع فترات مبررة: يتوافق عدد الفترة مع عدد مستويات طاقة الذرات المملوءة بالإلكترونات. في فترات صغيرة ، مع زيادة الشحنة الموجبة للنواة الذرية ، يزداد عدد الإلكترونات في المستوى الخارجي (من 1 إلى 2 في الفترة الأولى ، ومن 1 إلى 8 في الفترتين الثانية والثالثة) ، وهو ما يفسر التغيير في خصائص العناصر: في بداية الفترة (باستثناء الأولى) يوجد معدن قلوي ، ثم هناك إضعاف تدريجي للخصائص المعدنية وزيادة في الخصائص غير المعدنية. يمكن تتبع هذا الانتظام لعناصر الفترة الثانية في الجدول 4.2.

الجدول 4.2.

في الفترات الكبيرة ، مع زيادة شحنة النوى ، يكون ملء المستويات بالإلكترونات أكثر صعوبة ، وهو ما يفسر التغيير الأكثر تعقيدًا في خصائص العناصر مقارنة بعناصر الفترات الصغيرة.

تفسر نفس طبيعة خصائص العناصر الكيميائية في المجموعات الفرعية من خلال التركيب المماثل لمستوى الطاقة الخارجية ، كما هو موضح في التبويب. 4.3يوضح تسلسل ملء الإلكترون لمستويات الطاقة لمجموعات فرعية من الفلزات القلوية.

الجدول 4.3.

يشير رقم المجموعة ، كقاعدة عامة ، إلى عدد الإلكترونات في الذرة التي يمكن أن تشارك في تكوين الروابط الكيميائية. هذا هو المعنى المادي لرقم المجموعة. في أربعة مواضع بالجدول الدوري ، العناصر ليست بترتيب تصاعدي للكتل الذرية: أرو ك,شاركو ني,تيهو أنا,العاشرو بنسلفانيا. واعتبرت هذه الانحرافات نواقص في الجدول الدوري للعناصر الكيميائية. وأوضح مذهب بنية الذرة هذه الانحرافات. أظهر التحديد التجريبي للشحنات النووية أن ترتيب هذه العناصر يتوافق مع زيادة في شحنات نواتها. بالإضافة إلى ذلك ، أتاح التحديد التجريبي لشحنات النوى الذرية تحديد عدد العناصر بين الهيدروجين واليورانيوم ، وكذلك عدد اللانثانيدات. الآن يتم ملء جميع الأماكن في النظام الدوري في الفاصل الزمني من Z = 1قبل ض = 114ومع ذلك ، فإن الجدول الدوري لم يكتمل ، فمن الممكن اكتشاف عناصر جديدة عبر اليورانيوم.

النظام الدوري لعناصر منديليف. هيكل الذرة.

النظام الدوري للعناصر منديليف - تصنيف المواد الكيميائية. العناصر التي أنشأتها روس. العالم D.I Mendeleev على أساس الدوريات التي اكتشفها (في عام 1869). قانون.

عصري صياغة الفترة. القانون: عناصر St-va (تتجلى في simple-wah والمركبات) في الدورية. الاعتماد على شحنة نوى ذراتهم.

شحنة النواة الذرية Z تساوي العدد الذري (الترتيبي) للمادة الكيميائية. عنصر في P. s. ه. M. إذا قمت بترتيب جميع العناصر بترتيب تصاعدي Z. (الهيدروجين H ، Z \ u003d 1 ؛ الهليوم هو ، Z \ u003d 2 ؛ الليثيوم Li ، Z \ u003d 3 ؛ البريليوم Be ، Z \ u003d 4 ، إلخ) ، ثم يشكلون 7 فترات. في كل فترة من هذه الفترات ، لوحظ تغيير منتظم في عناصر St-in ، من العنصر الأول في الفترة (معدن قلوي) إلى العنصر الأخير (غاز نبيل). تحتوي الفترة الأولى على عنصرين ، الثاني والثالث - 8 عناصر لكل منهما ، والعنصر الرابع والخامس - 18 لكل عنصر ، ومن السادس إلى الثاني والثلاثين. وفي الفترة السابعة ، عُرف 19 عنصرًا. عادة ما تسمى الفترتان الثانية والثالثة صغيرة ، وكلها لاحقة - كبيرة. إذا قمت بترتيب الفترات في شكل صفوف أفقية ، ثم في المستلم. سيتم العثور على 8 أعمدة في الجدول. أعمدة. هذه مجموعات من العناصر متشابهة في سانت لك.

تتغير أيضًا خصائص العناصر داخل المجموعات بانتظام اعتمادًا على الزيادة في Z. على سبيل المثال ، في المجموعة Li - Na - K - Rb - Cs - Fr ، تزداد المادة الكيميائية. نشاط المعدن ، DOS المعزز. طابع الأكاسيد والهيدروكسيدات.

من نظرية بنية الذرة ، يترتب على ذلك أن دورية العناصر المقدسة ترجع إلى قوانين تكوين قذائف الإلكترون حول النواة. مع زيادة العنصر Z ، تصبح الذرة أكثر تعقيدًا - يزداد عدد الإلكترونات المحيطة بالنواة ، وتأتي لحظة عندما ينتهي ملء غلاف إلكترون واحد ويبدأ تكوين الغلاف الخارجي التالي. في نظام مندليف ، يتزامن هذا مع بداية حقبة جديدة. العناصر التي تحتوي على 1 ، 2 ، 3 ، إلخ ، الإلكترونات في غلاف جديد تشبه في سانت لك تلك العناصر التي تحتوي أيضًا على 1 ، 2 ، 3 ، إلخ ، إلكترونات خارجية ، على الرغم من أن عددها داخلي. كان هناك عدد أقل من قذائف الإلكترون (أو عدة): Na مشابه لـ Li (إلكترون خارجي واحد) ، Mg - to Be (إلكترونان خارجيان) ؛ A1 - على B (3 إلكترونات خارجية) ، إلخ. مع وضع العنصر في P. s. ه. م. المرتبط بعلمه الكيميائي. واشياء أخرى عديدة. بدني سيفيرت.

رسم خيارات المجموعة المقترحة (حوالي 1000). الصور P. s. ه. M. النوعان الأكثر شيوعًا من P. s. ه. م - طاولات قصيرة وطويلة ؛ ج.-l. لا يوجد فرق جوهري بينهما. مرفق أحد الخيارات لجدول قصير. في الجدول ، تم إعطاء أرقام الفترات في العمود الأول (يشار إليها بالأرقام العربية 1-7). يشار إلى أرقام المجموعة في الأعلى بالأرقام الرومانية من الأول إلى الثامن. تنقسم كل مجموعة إلى مجموعتين فرعيتين - أ وب. مجموعة العناصر التي يرأسها عناصر الفترات الصغيرة ، تسمى أحيانًا. رئيسي المجموعات الفرعية a-mو (يقود Li المجموعة الفرعية للمعادن القلوية. F - هالوجينات ، He - غازات خاملة ، إلخ). في هذه الحالة ، يتم استدعاء المجموعات الفرعية المتبقية لعناصر الفترات الكبيرة. جانب.

العناصر ذات Z = 58 - 71 بسبب القرب الخاص من بنية ذراتها والتشابه بين المواد الكيميائية الخاصة بهم. يشكل القديسون عائلة اللانثانيد المدرجة في المجموعة الثالثة ، ولكن للراحة يتم وضعها في أسفل الجدول. غالبًا ما يتم فصل العناصر التي تحتوي على Z = 90-103 في عائلة الأكتينيد لنفس الأسباب. يتبعهم عنصر Z = 104 - kurchatov وعنصر Z = 105 (انظر Nilsborium). في يوليو 1974 ، البوم. أبلغ الفيزيائيون عن اكتشاف عنصر مع Z = 106 ، وفي 3 يناير. 1976 - العناصر مع Z = 107. تم تصنيع العناصر اللاحقة مع Z = 108 و 109. P. الحدود مع. ه. M. معروف - يُعطى بواسطة الهيدروجين ، حيث لا يمكن أن يكون هناك عنصر بشحنة نووية أقل من واحد. السؤال هو ما هو الحد الاعلىملاحظة. ه. M. ، أي إلى أي قيمة محددة يمكن أن تصل إليها الفنون. توليف العناصر يبقى دون حل. (النوى الثقيلة غير مستقرة ، لذلك الأمريسيوم مع Z = 95 والعناصر اللاحقة لا توجد في الطبيعة ، ولكن يتم الحصول عليها في التفاعلات النووية ؛ ومع ذلك ، في منطقة العناصر البعيدة عبر اليورانيوم ، من المتوقع ظهور ما يسمى بجزر الاستقرار ، على وجه الخصوص بالنسبة لـ Z = 114.) المادتان. توليف عناصر جديدة دورية. القانون و P. s. ه. يلعب دورًا أساسيًا. يعد قانون ونظام مندلييف من بين أهم تعميمات العلوم الطبيعية ، فهي تكمن وراء العصر الحديث. تعاليم حول هيكل الجزر.

التركيب الإلكتروني للذرة.

يصف هذا والفقرات التالية نماذج الغلاف الإلكتروني للذرة. من المهم أن نفهم ذلك نحن نتكلمحول عارضات ازياء. الذرات الحقيقية ، بالطبع ، أكثر تعقيدًا ، وما زلنا لا نعرف كل شيء عنها. ومع ذلك ، حديثة موديل نظرييجعل التركيب الإلكتروني للذرة من الممكن شرح العديد من خصائص العناصر الكيميائية والتنبؤ بها بنجاح ، وبالتالي فهي تستخدم على نطاق واسع في العلوم الطبيعية.

بادئ ذي بدء ، دعونا نفكر بمزيد من التفصيل في النموذج "الكوكبي" الذي اقترحه ن. بوهر (الشكل 2-3 ج).

أرز. 2-3 بوصة. نموذج بور "الكوكبي".

اقترح الفيزيائي الدنماركي ن. بور في عام 1913 نموذجًا للذرة ، حيث تدور جسيمات الإلكترون حول النواة الذرية بنفس الطريقة التي تدور بها الكواكب حول الشمس. اقترح بوهر أن الإلكترونات في الذرة لا يمكن أن توجد بثبات إلا في مدارات على مسافات محددة بدقة من النواة. هذه المدارات سماها ثابتة. لا يمكن أن يوجد الإلكترون خارج المدارات الثابتة. لماذا هذا ، بوهر لا يمكن أن يشرح في ذلك الوقت. لكنه أظهر أن مثل هذا النموذج يمكن أن يفسر العديد من الحقائق التجريبية (المزيد عن هذا في القسم 2.7).

تتم الإشارة إلى المدارات الإلكترونية في نموذج بوهر بالأعداد الصحيحة 1 ، 2 ، 3 ، ... ن، بدءًا من الأقرب إلى النواة. فيما يلي ، سوف نسمي هذه المدارات المستويات. المستويات وحدها كافية لوصف التركيب الإلكتروني لذرة الهيدروجين. لكن في الذرات الأكثر تعقيدًا ، كما اتضح ، تتكون المستويات من طاقة قريبة المستويات الفرعية. على سبيل المثال ، المستوى الثاني يتكون من مستويين فرعيين (2s و 2p). يتكون المستوى الثالث من 3 مستويات فرعية (3s و 3p و 3d) كما هو موضح في الشكل. 2-6. المستوى الرابع (لا يتناسب مع الصورة) يتكون من المستويات الفرعية 4s ، 4p ، 4d ، 4f. في القسم 2.7 ، سنخبرك من أين تأتي أسماء المستويات الفرعية هذه بالضبط وعن التجارب الفيزيائية التي جعلت من الممكن "رؤية" المستويات الإلكترونية والمستويات الفرعية في الذرات.

أرز. 2-6. يعتبر نموذج بور للذرات أكثر تعقيدًا من ذرة الهيدروجين. لا يتم رسم الرسم على نطاق واسع - في الواقع ، المستويات الفرعية من نفس المستوى أقرب بكثير إلى بعضها البعض.

يوجد عدد من الإلكترونات في غلاف الإلكترون لأي ذرة تمامًا مثل عدد البروتونات في نواتها ، وبالتالي فإن الذرة ككل محايدة كهربائيًا. تملأ الإلكترونات في الذرة المستويات والمستويات الفرعية الأقرب للنواة ، لأنه في هذه الحالة تكون طاقتها أقل مما لو كانت تسكن مستويات أبعد. يمكن لكل مستوى ومستوى فرعي الاحتفاظ بعدد معين فقط من الإلكترونات.

المستويات الفرعية ، بدورها ، تتكون من المدارات(لم تظهر في الشكل 2-6). من الناحية المجازية ، إذا قورنت سحابة الإلكترون في الذرة بمدينة أو شارع حيث "تعيش" جميع إلكترونات ذرة معينة ، فيمكن مقارنة المستوى بمنزل ، والمستوى الفرعي بشقة ، والمدار بـ غرفة للإلكترونات. جميع المدارات من أي مستوى فرعي لها نفس الطاقة. في المستوى الفرعي s ، توجد "غرفة" واحدة فقط - المداري. هناك 3 مدارات على المستوى الفرعي p ، و 5 على المستوى الفرعي d ، وما يصل إلى 7 مدارات على المستوى الفرعي f. في كل "غرفة" ، يمكن أن يعيش المدور إلكترونًا واحدًا أو إلكترونين. يسمى حظر أكثر من إلكترونين في نفس المدار حظر pauli- باسم العالم الذي اكتشف ذلك ميزة مهمةهيكل الذرة. لكل إلكترون في الذرة "عنوانه" الخاص به ، والذي تتم كتابته كمجموعة من أربعة أرقام تسمى "الكم". ستتم مناقشة الأرقام الكمية بالتفصيل في القسم 2.7. هنا نذكر فقط الرقم الكمي الرئيسي ن(انظر الشكل 2-6) ، والذي يشير في "عنوان" الإلكترون إلى رقم المستوى الذي يوجد فيه هذا الإلكترون.

© 2015-2019 الموقع
جميع الحقوق تنتمي إلى مؤلفيها. هذا الموقع لا يدعي حقوق التأليف ، لكنه يوفر استخدام مجاني.
تاريخ إنشاء الصفحة: 2016-08-20

الذرة هي أصغر جسيم في المادة. بدأت دراستها في اليونان القديمةعندما انجذب انتباه ليس فقط العلماء ، ولكن أيضًا الفلاسفة إلى بنية الذرة. ما هو التركيب الإلكتروني للذرة ، وما هي المعلومات الأساسية المعروفة عن هذا الجسيم؟

هيكل الذرة

لقد خمّن العلماء اليونانيون القدماء بالفعل وجود أصغر الجزيئات الكيميائية التي تشكل أي جسم وكائن. وإذا كان في القرنين السابع عشر والثامن عشر. كان الكيميائيون على يقين من أن الذرة عبارة عن جسيم أولي غير قابل للتجزئة ، ثم في مطلع القرنين التاسع عشر والعشرين ، تمكنوا من إثبات تجريبياً أن الذرة ليست غير قابلة للتجزئة.

تتكون الذرة ، باعتبارها جسيمًا مجهريًا للمادة ، من نواة وإلكترونات. النواة أصغر بـ 10000 مرة من الذرة ، لكن كل كتلتها تقريبًا تتركز في النواة. الشخصيات الرئيسيهالنواة الذرية لها شحنة موجبة وتتكون من البروتونات والنيوترونات. البروتونات مشحونة إيجابيا ، بينما النيوترونات ليس لها شحنة (فهي محايدة).

إنهم مرتبطون ببعضهم البعض بواسطة القوة النووية القوية. كتلة البروتون تساوي تقريبًا كتلة النيوترون ، لكنها في نفس الوقت أكبر بمقدار 1840 مرة من كتلة الإلكترون. البروتونات والنيوترونات لها دور في الكيمياء اسم شائع- النكليونات. الذرة نفسها محايدة كهربائيا.

يمكن الإشارة إلى ذرة أي عنصر بصيغة إلكترونية وصيغة رسوم إلكترونية:

أرز. 1. الصيغة الإلكترونية للذرة.

العنصر الوحيد في الجدول الدوري الذي لا يحتوي على نيوترونات هو الهيدروجين الخفيف (البروتيوم).

الإلكترون هو جسيم سالب الشحنة. تتكون غلاف الإلكترون من إلكترونات تتحرك حول النواة. تتمتع الإلكترونات بخصائص تنجذب إلى النواة ، وتتأثر فيما بينها بتفاعل كولوم. للتغلب على جاذبية النواة ، يجب أن تتلقى الإلكترونات الطاقة من مصدر خارجي. كلما كان الإلكترون بعيدًا عن النواة ، كلما قلت الطاقة اللازمة لذلك.

نماذج أتوم

لفترة طويلة ، سعى العلماء لفهم طبيعة الذرة. في مرحلة مبكرة ، قدم الفيلسوف اليوناني القديم ديموقريطس مساهمة عظيمة. على الرغم من أن نظريته الآن تبدو مبتذلة وبسيطة للغاية بالنسبة لنا ، في وقت كانت فيه الأفكار حول الجسيمات الأوليةبدأت للتو في الظهور ، تم أخذ نظريته عن أجزاء من المادة على محمل الجد. يعتقد ديموقريطوس أن خصائص أي مادة تعتمد على الشكل والكتلة والخصائص الأخرى للذرات. لذلك ، على سبيل المثال ، بالقرب من النار ، كما يعتقد ، هناك ذرات حادة - لذلك تحترق النار ؛ الماء له ذرات ناعمة ، لذلك يمكن أن يتدفق ؛ في الأجسام الصلبة ، في رأيه ، كانت الذرات خشنة.

اعتقد ديموقريطوس أن كل شيء يتكون من ذرات ، حتى الروح البشرية.

في عام 1904 ، اقترح جيه جيه طومسون نموذجه للذرة. تتلخص الأحكام الرئيسية للنظرية في حقيقة أن الذرة تم تمثيلها كجسم موجب الشحنة ، يوجد بداخله إلكترونات ذات شحنة سالبة. في وقت لاحق تم دحض هذه النظرية من قبل E.Rutherford.

أرز. 2. نموذج طومسون للذرة.

في عام 1904 أيضًا ، اقترح الفيزيائي الياباني H. Nagaoka نموذجًا كوكبيًا مبكرًا للذرة عن طريق القياس مع كوكب زحل. وفقًا لهذه النظرية ، تتحد الإلكترونات في حلقات وتدور حول نواة موجبة الشحنة. تبين أن هذه النظرية خاطئة.

في عام 1911 ، بعد أن أجرى إي رذرفورد سلسلة من التجارب ، خلص إلى أن الذرة في هيكلها تشبه نظام الكواكب. بعد كل شيء ، تتحرك الإلكترونات ، مثل الكواكب ، في مدارات حول نواة ثقيلة موجبة الشحنة. ومع ذلك ، فإن هذا الوصف يتناقض مع الديناميكا الكهربائية الكلاسيكية. ثم قدم الفيزيائي الدنماركي نيلز بور في عام 1913 الافتراضات ، التي كان جوهرها أن الإلكترون ، في بعض الحالات الخاصة ، لا يشع طاقة. وهكذا ، أظهرت افتراضات بوهر أن الميكانيكا الكلاسيكية لا تنطبق على الذرات. أطلق على نموذج الكواكب الذي وصفه رذرفورد واستكمله بور اسم نموذج بوهر رذرفورد الكوكبي.

أرز. 3. نموذج الكواكب بور رذرفورد.

أدت الدراسة الإضافية للذرة إلى إنشاء قسم مثل ميكانيكا الكم ، بمساعدة الكثير حقائق علمية. مناظر حديثةحول الذرة تطورت من نموذج الكواكب بور رذرفورد.تقييم التقرير

متوسط ​​تقييم: 4.4 مجموع التصنيفات المستلمة: 469.

نشأ مفهوم الذرة في العالم القديم للإشارة إلى جسيمات المادة. في اليونانية ، تعني الذرة "غير قابل للتجزئة".

الإلكترونات

استنتج الفيزيائي الأيرلندي ستوني ، بناءً على التجارب ، أن الكهرباء تحملها أصغر الجسيمات الموجودة في ذرات جميع العناصر الكيميائية. في عام 1891 دولارًا أمريكيًا ، اقترح ستوني تسمية هذه الجسيمات الإلكترونات، والتي تعني في اليونانية "العنبر".

بعد سنوات قليلة من تسمية الإلكترون باسمه ، أثبت الفيزيائي الإنجليزي جوزيف طومسون والفيزيائي الفرنسي جان بيرين أن الإلكترونات تحمل شحنة سالبة. هذه أصغر شحنة سالبة ، والتي تؤخذ في الكيمياء على أنها الوحدة $ (- 1) $. تمكن طومسون حتى من تحديد سرعة الإلكترون (تساوي سرعة الضوء - 300000 دولار كم / ثانية) وكتلة الإلكترون (أقل بمقدار 1836 دولارًا من كتلة ذرة الهيدروجين).

ربط طومسون وبيرين أقطاب المصدر الحالي باثنين صفائح معدنية- الكاثود والأنود ملحومان في أنبوب زجاجي يتم تفريغ الهواء منه. عندما تم تطبيق جهد يبلغ حوالي 10 آلاف فولت على لوحات القطب ، ومض تفريغ مضيء في الأنبوب ، وتطايرت الجسيمات من القطب السالب (القطب السالب) إلى القطب الموجب (القطب الموجب) ، والذي أطلق عليه العلماء لأول مرة أشعة الكاثود، ثم اكتشف أنه كان تيارًا من الإلكترونات. تتسبب الإلكترونات ، التي تصطدم بمواد خاصة مطبقة ، على سبيل المثال ، على شاشة التلفزيون ، في حدوث وهج.

تم التوصل إلى استنتاج مفاده أن الإلكترونات تهرب من ذرات المادة التي يتكون منها الكاثود.

يمكن أيضًا الحصول على الإلكترونات الحرة أو تدفقها بطرق أخرى ، على سبيل المثال ، عن طريق تسخين سلك معدني أو عن طريق تسليط الضوء على المعادن المكونة من عناصر المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الأولى من الجدول الدوري (على سبيل المثال ، السيزيوم).

حالة الإلكترونات في الذرة

تُفهم حالة الإلكترون في الذرة على أنها مجموعة من المعلومات حول طاقةإلكترون محدد في الفضاءالذي يقع فيه. نحن نعلم بالفعل أن الإلكترون في الذرة ليس له مسار للحركة ، أي يمكن الحديث عنه فقط الاحتمالاتإيجاده في الفراغ المحيط بالنواة. يمكن أن يقع في أي جزء من هذه المساحة المحيطة بالنواة والكلية أحكام مختلفةتعتبر سحابة إلكترونية ذات كثافة شحنة سالبة معينة. من الناحية المجازية ، يمكن تخيل هذا على النحو التالي: إذا كان من الممكن تصوير موضع إلكترون في ذرة في المئات أو المليون من الثانية ، كما في الصورة النهائية ، فسيتم تمثيل الإلكترون في هذه الصور كنقطة. سيؤدي تراكب عدد لا يحصى من هذه الصور إلى صورة لسحابة إلكترونية بأعلى كثافة حيث توجد معظم هذه النقاط.

يوضح الشكل "قطعًا" بكثافة الإلكترون في ذرة هيدروجين تمر عبر النواة ، ويحد الكرة بخط متقطع ، بداخله احتمال العثور على إلكترون هو 90٪ دولار. يغطي الكفاف الأقرب للنواة منطقة الفضاء التي يكون فيها احتمال العثور على إلكترون 10٪ $ ، واحتمال العثور على إلكترون داخل الكفاف الثاني من النواة هو $ 20٪ $ ، داخل الثالث - $ 30 ٪ $ ، إلخ. هناك بعض عدم اليقين في حالة الإلكترون. لتوصيف هذا حالة خاصة، قدم الفيزيائي الألماني دبليو هايزنبرغ مفهوم مبدأ عدم اليقين، بمعنى آخر. أظهر أنه من المستحيل تحديد طاقة وموقع الإلكترون في وقت واحد وبدقة. كلما تم تحديد طاقة الإلكترون بشكل أكثر دقة ، كلما كان موضعه غير مؤكد ، والعكس صحيح ، بعد تحديد الموقع ، من المستحيل تحديد طاقة الإلكترون. منطقة احتمالية الكشف عن الإلكترون ليس لها حدود واضحة. ومع ذلك ، من الممكن تحديد المساحة التي يكون فيها احتمال العثور على الإلكترون هو الحد الأقصى.

يُطلق على المساحة حول النواة الذرية ، والتي يُرجح أن يوجد فيها الإلكترون ، اسم المدار.

يحتوي على ما يقرب من 90٪ دولارًا أمريكيًا من السحابة الإلكترونية ، مما يعني أن حوالي 90٪ دولارًا أمريكيًا من الوقت الذي يكون فيه الإلكترون في هذا الجزء من الفضاء. وفقًا للنموذج ، يتم تمييز 4 دولارات من أنواع المدارات المعروفة حاليًا ، والتي يُشار إليها بالأحرف اللاتينية $ s و p و d $ و $ f $. يظهر تمثيل رسومي لبعض أشكال المدارات الإلكترونية في الشكل.

إن أهم ما يميز حركة الإلكترون في مدار معين هو طاقة ارتباطه بالنواة. تشكل الإلكترونات ذات قيم الطاقة المماثلة واحدة طبقة إلكترونية، أو مستوى الطاقة. يتم ترقيم مستويات الطاقة بدءًا من النواة: 1 دولار و 2 و 3 و 4 و 5 و 6 دولارات و 7 دولارات.

العدد الصحيح $ n $ الذي يشير إلى رقم مستوى الطاقة يسمى رقم الكم الأساسي.

يميز طاقة الإلكترونات التي تشغل مستوى طاقة معين. تمتلك إلكترونات المستوى الأول من الطاقة ، الأقرب إلى النواة ، أقل طاقة. بالمقارنة مع إلكترونات المستوى الأول ، تتميز إلكترونات المستويات التالية بكمية كبيرة من الطاقة. وبالتالي ، فإن إلكترونات المستوى الخارجي هي الأقل ارتباطًا بقوة بنواة الذرة.

عدد مستويات الطاقة (الطبقات الإلكترونية) في الذرة يساوي عدد الفترة في نظام D. I. Mendeleev ، التي ينتمي إليها العنصر الكيميائي: ذرات عناصر الفترة الأولى لها مستوى طاقة واحد ؛ الفترة الثانية - اثنان ؛ الفترة السابعة - سبعة.

يتم تحديد أكبر عدد من الإلكترونات في مستوى الطاقة بالصيغة:

حيث $ N $ هو الحد الأقصى لعدد الإلكترونات ؛ $ n $ هو رقم المستوى أو رقم الكم الرئيسي. وبالتالي: لا يمكن أن يحتوي مستوى الطاقة الأول الأقرب للنواة على أكثر من إلكترونين ؛ في الثانية - لا يزيد عن 8 دولارات ؛ في اليوم الثالث - لا يزيد عن 18 دولارًا أمريكيًا ؛ في الرابع - لا يزيد عن 32 دولارًا. وكيف يتم ترتيب مستويات الطاقة (الطبقات الإلكترونية) بدورها؟

بدءًا من مستوى الطاقة الثاني $ (n = 2) $ ، يتم تقسيم كل مستوى إلى مستويات فرعية (طبقات فرعية) ، تختلف قليلاً عن بعضها البعض بواسطة طاقة الربط مع النواة.

عدد المستويات الفرعية يساوي قيمة رقم الكم الرئيسي:يحتوي مستوى الطاقة الأول على مستوى فرعي واحد ؛ الثاني - اثنان ؛ الثالث - ثلاثة ؛ الرابع هو أربعة. المستويات الفرعية ، بدورها ، تتشكل بواسطة المدارات.

كل قيمة $ n $ تتوافق مع عدد المدارات التي تساوي $ n ^ 2 $. وفقًا للبيانات الواردة في الجدول ، من الممكن تتبع العلاقة بين الرقم الكمي الرئيسي $ n $ وعدد المستويات الفرعية ، ونوع وعدد المدارات ، والحد الأقصى لعدد الإلكترونات لكل مستوى فرعي ومستوى.

العدد الكمي الرئيسي ، أنواع وعدد المدارات ، العدد الأقصى للإلكترونات في المستويات الفرعية والمستويات.

من المعتاد تعيين المستويات الفرعية بالحروف اللاتينية ، وكذلك شكل المدارات التي تتكون منها: $ s ، p ، d ، f $. لذا:

• المستوى الفرعي $ s $ - المستوى الفرعي الأول من كل مستوى طاقة أقرب إلى النواة الذرية ، يتكون من $ s $ -orbital ؛
• $ p $ -sublevel - المستوى الفرعي الثاني لكل منها ، باستثناء المستوى الأول ، مستوى الطاقة ، يتكون من ثلاثة $ p $ -orbitals ؛
• المستوى الفرعي $ d $ - المستوى الفرعي الثالث لكل منهما ، بدءًا من مستوى الطاقة الثالث ، يتكون من خمسة $ d $ -orbitals ؛
• المستوى الفرعي $ f $ لكل منهما ، بدءًا من مستوى الطاقة الرابع ، يتكون من سبعة $ f $ -orbitals.

نواة الذرة

لكن ليست الإلكترونات وحدها جزءًا من الذرات. اكتشف الفيزيائي هنري بيكريل أن معدنًا طبيعيًا يحتوي على ملح اليورانيوم ينبعث منه أيضًا إشعاع غير معروف ، ويضيء أفلامًا فوتوغرافية مغلقة عن الضوء. تم استدعاء هذه الظاهرة النشاط الإشعاعي.

هناك ثلاثة أنواع من الأشعة المشعة:

1. صفائح $ α $ ، والتي تتكون من جزيئات $ α $ التي لها شحنة أكبر بمقدار 2 دولار مرة من شحنة الإلكترون ، ولكن بعلامة موجبة ، وكتلة أكبر بمقدار 4 دولارات مرة من كتلة ذرة الهيدروجين ؛
2. المصفوفات $ β $ هي دفق من الإلكترونات ؛
3. المصفوفات $ γ $ هي موجات كهرومغناطيسية ذات كتلة ضئيلة ولا تحمل شحنة كهربائية.

وبالتالي ، فإن الذرة لها بنية معقدة - فهي تتكون من نواة موجبة الشحنة وإلكترونات.

كيف يتم ترتيب الذرة؟

في عام 1910 في كامبريدج ، بالقرب من لندن ، درس إرنست رذرفورد مع طلابه وزملائه نثر جزيئات $ α $ التي تمر عبر رقائق ذهبية رقيقة وتسقط على الشاشة. عادة ما تنحرف جسيمات ألفا عن الاتجاه الأصلي بمقدار درجة واحدة فقط ، مما يؤكد ، كما يبدو ، توحيد وتوحيد خصائص ذرات الذهب. وفجأة لاحظ الباحثون أن بعض الجسيمات $ α $ غيرت اتجاه مسارها فجأة ، كما لو كانت تواجه نوعًا من العوائق.

من خلال وضع الشاشة أمام الرقاقة ، كان رذرفورد قادرًا على اكتشاف حتى تلك الحالات النادرة عندما تحلق جزيئات $ α $ ، المنعكسة من ذرات الذهب ، في الاتجاه المعاكس.

أظهرت الحسابات أن الظواهر المرصودة يمكن أن تحدث إذا تم تركيز الكتلة الكاملة للذرة وكل شحنتها الموجبة في نواة مركزية صغيرة. نصف قطر النواة ، كما اتضح ، أصغر 100000 مرة من نصف قطر الذرة بأكملها ، تلك المنطقة التي توجد فيها إلكترونات لها شحنة سالبة. إذا طبقنا مقارنة مجازية ، فيمكن تشبيه الحجم الكامل للذرة بملعب لوجنيكي ، ويمكن تشبيه النواة بكرة القدم الموجودة في وسط الملعب.

ذرة أي عنصر كيميائي يمكن مقارنتها بنظام شمسي صغير. لذلك ، يسمى هذا النموذج من الذرة ، الذي اقترحه رذرفورد ، كوكبي.

البروتونات والنيوترونات

اتضح أن النواة الذرية الدقيقة ، التي تتركز فيها كتلة الذرة بأكملها ، تتكون من نوعين من الجسيمات - البروتونات والنيوترونات.

البروتوناتلها شحنة مساوية لشحنة الإلكترونات ، ولكنها معاكسة للعلامة $ (+ 1) $ ، وكتلة مساوية لكتلة ذرة الهيدروجين (وهي مقبولة في الكيمياء كوحدة). يتم الإشارة إلى البروتونات بواسطة $ ↙ (1) ↖ (1) p $ (أو $ р + $). نيوتروناتلا تحمل شحنة ، فهي محايدة ولها كتلة مساوية لكتلة البروتون ، أي 1 دولار. يتم الإشارة إلى النيوترونات بواسطة $ ↙ (0) ↖ (1) n $ (أو $ n ^ 0 $).

تسمى البروتونات والنيوترونات بشكل جماعي النكليونات(من اللات. نواة- نواة).

يسمى مجموع عدد البروتونات والنيوترونات في الذرة العدد الشامل. على سبيل المثال ، العدد الكتلي لذرة الألومنيوم:

نظرًا لأنه يمكن إهمال كتلة الإلكترون ، التي لا تكاد تذكر ، فمن الواضح أن كتلة الذرة بأكملها تتركز في النواة. يشار إلى الإلكترونات على النحو التالي: $ e↖ (-) $.

نظرًا لأن الذرة محايدة كهربائيًا ، فمن الواضح أيضًا ذلك أن عدد البروتونات والإلكترونات في الذرة هو نفسه. يساوي رقم سريعنصر كيميائيالمخصصة لها في الجدول الدوري. على سبيل المثال ، تحتوي نواة ذرة حديد على 26 دولارًا من البروتونات ، وتدور الإلكترونات البالغة 26 دولارًا حول النواة. وكيف نحدد عدد النيوترونات؟

كما تعلم ، فإن كتلة الذرة هي مجموع كتلة البروتونات والنيوترونات. معرفة الرقم الترتيبي للعنصر $ (Z) $ ، أي عدد البروتونات والعدد الكتلي $ (A) $ ، يساوي المجموعأعداد البروتونات والنيوترونات ، يمكنك إيجاد عدد النيوترونات $ (N) $ باستخدام الصيغة:

على سبيل المثال ، عدد النيوترونات في ذرة الحديد هو:

$56 – 26 = 30$.

يوضح الجدول الخصائص الرئيسية للجسيمات الأولية.

الخصائص الأساسية للجسيمات الأولية.

النظائر

تسمى أنواع ذرات العنصر نفسه التي لها نفس الشحنة النووية ولكن بأعداد كتل مختلفة نظائر.

كلمة النظيريتكون من اثنين كلمات يونانية:ايزوس- نفس و توبوس- مكان ، يعني "احتلال مكان واحد" (خلية) في النظام الدوري للعناصر.

العناصر الكيميائية الموجودة في الطبيعة عبارة عن مزيج من النظائر. وهكذا ، يحتوي الكربون على ثلاثة نظائر كتلتها $ 12 ، 13 ، 14 $ ؛ الأكسجين - ثلاثة نظائر كتلتها 16 دولارًا ، 17 دولارًا ، 18 دولارًا ، إلخ.

عادةً ما تُعطى في النظام الدوري ، الكتلة الذرية النسبية لعنصر كيميائي هي متوسط ​​قيمة الكتل الذرية لمزيج طبيعي من نظائر عنصر معين ، مع الأخذ في الاعتبار المحتوى النسبيفي الطبيعة ، لذلك غالبًا ما تكون قيم الكتلة الذرية جزئية. على سبيل المثال ، ذرات الكلور الطبيعية عبارة عن مزيج من نظيرين - 35 دولارًا (هناك 75٪ دولارًا في الطبيعة) و 37 دولارًا (هناك 25٪ دولارًا) ؛ لذلك ، الكتلة الذرية النسبية للكلور هي $ 35.5 $. تتم كتابة نظائر الكلور على النحو التالي:

$ ↖ (35) ↙ (17) (Cl) $ و $ (37) ↙ (17) (Cl) $

الخصائص الكيميائية لنظائر الكلور هي نفسها تمامًا نظائر معظم العناصر الكيميائية ، مثل البوتاسيوم والأرجون:

$ ↖ (39) ↙ (19) (K) $ و $ ↖ (40) ↙ (19) (K) $ ، $ ↖ (39) ↙ (18) (Ar) $ و $ ↖ (40) ↙ (18) ) (عربي) $

ومع ذلك ، تختلف نظائر الهيدروجين اختلافًا كبيرًا في الخصائص بسبب الزيادة الحادة في نسبها الكتلة الذرية؛ حتى أنهم أعطوا أسماء فردية وعلامات كيميائية: البروتيوم - $ ↖ (1) ↙ (1) (H) $؛ الديوتيريوم - $ ↖ (2) ↙ (1) (H) $ أو $ ↖ (2) ↙ (1) (D) $ ؛ التريتيوم - $ ↖ (3) ↙ (1) (H) $ أو $ ↖ (3) ↙ (1) (T) $.

من الممكن الآن إعطاء تعريف حديث وأكثر صرامة وعلميًا للعنصر الكيميائي.

العنصر الكيميائي عبارة عن مجموعة من الذرات لها نفس الشحنة النووية.

هيكل قذائف الإلكترون لذرات عناصر الفترات الأربع الأولى

لنأخذ في الاعتبار رسم خرائط التكوينات الإلكترونية لذرات العناصر حسب فترات نظام D. I. Mendeleev.

عناصر الفترة الأولى.

توضح مخططات التركيب الإلكتروني للذرات توزيع الإلكترونات على الطبقات الإلكترونية (مستويات الطاقة).

تظهر الصيغ الإلكترونية للذرات توزيع الإلكترونات على مستويات الطاقة والمستويات الفرعية.

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

في ذرة الهيليوم ، تكتمل الطبقة الأولى من الإلكترون - وتحتوي على 2 دولار من الإلكترونات.

الهيدروجين والهيليوم عبارة عن عناصر $ s $ ، هذه الذرات لديها $ s $ -orbitals مملوءة بالإلكترونات.

عناصر الفترة الثانية.

بالنسبة لجميع عناصر الفترة الثانية ، يتم ملء طبقة الإلكترون الأولى ، وتملأ الإلكترونات مداري $ s- $ و $ p $ لطبقة الإلكترون الثانية وفقًا لمبدأ أقل طاقة (أول $ s $ ، ثم $ p $) وقواعد Pauli و Hund.

في ذرة النيون ، اكتملت طبقة الإلكترون الثانية - تحتوي على إلكترونات بقيمة 8 دولارات.

عناصر الفترة الثالثة.

بالنسبة لذرات عناصر الفترة الثالثة ، اكتملت الطبقتان الإلكترونيتان الأولى والثانية ، لذلك تمتلئ طبقة الإلكترون الثالثة ، حيث يمكن أن تحتل الإلكترونات مستويات فرعية 3s و 3 p و 3 d.

هيكل قذائف الإلكترون لذرات عناصر الفترة الثالثة.

اكتمال مدار الإلكترون 3.5 دولار في ذرة المغنيسيوم. $ Na $ و $ Mg $ عناصر $ s $.

بالنسبة للألمنيوم والعناصر اللاحقة ، فإن المستوى الفرعي $ 3d $ مليء بالإلكترونات.

$ ↙ (18) (عربي) $ الأرجون

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

في ذرة الأرجون ، تحتوي الطبقة الخارجية (طبقة الإلكترون الثالثة) على $ 8 إلكترونات. عندما تكتمل الطبقة الخارجية ، ولكن في المجموع ، في طبقة الإلكترون الثالثة ، كما تعلم بالفعل ، يمكن أن يكون هناك 18 إلكترونًا ، مما يعني أن عناصر الفترة الثالثة بها 3d $ -orbitals تركت شاغرة.

كل العناصر من $ Al $ إلى $ Ar $ - $ p $ -عناصر.

$ s- $ و $ r $ -عناصرشكل المجموعات الفرعية الرئيسيةفي النظام الدوري.

عناصر الفترة الرابعة.

تحتوي ذرات البوتاسيوم والكالسيوم على طبقة إلكترون رابعة ، ويتم ملء المستوى الفرعي $ 4s $ ، لأن لديها طاقة أقل من المستوى الفرعي $ 3 D $. لتبسيط المعادلات الإلكترونية الرسومية لذرات عناصر الفترة الرابعة:

1. نشير شرطيًا إلى الصيغة الإلكترونية الرسومية للأرجون على النحو التالي: $ Ar $؛
2. لن نصور المستويات الثانوية غير المملوءة لهذه الذرات.

$ K ، Ca $ - $ s $ -عناصر،المدرجة في المجموعات الفرعية الرئيسية. بالنسبة للذرات من $ Sc $ إلى $ Zn $ ، فإن المستوى الفرعي ثلاثي الأبعاد مملوء بالإلكترونات. هذه عناصر $ 3d $. تم تضمينها في مجموعات فرعية جانبية ،تمتلئ طبقة الإلكترون قبل الخارجية ، يشار إليها عناصر الانتقال.

انتبه إلى بنية غلاف الإلكترون لذرات الكروم والنحاس. في نفوسهم ، "ينخفض" إلكترون واحد من المستوى الفرعي $ 4s- $ إلى المستوى الفرعي $ 3d $ ، وهو ما يفسره استقرار الطاقة الأكبر للتكوينات الإلكترونية الناتجة $ 3d ^ 5 $ و $ 3d ^ (10) $:

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

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

رمز العنصر والرقم التسلسلي والاسم	رسم تخطيطي للهيكل الإلكتروني	الصيغة الإلكترونية	الصيغة الإلكترونية الرسومية
$ ↙ (19) (K) $ البوتاسيوم		$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 1 $
$ ↙ (20) (C) $ الكالسيوم		$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 2 $
$ ↙ (21) (Sc) $ سكانديوم		$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 1 (3) d ^ 1 $ أو $ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) ص ^ 6 (3) د ^ 1 (4) ق ^ 1 $
$ ↙ (22) (Ti) $ تيتانيوم		$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 2 (3) d ^ 2 $ أو $ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) ص ^ 6 (3) د ^ 2 (4) ق ^ 2 $
$ ↙ (23) (V) $ الفاناديوم		$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 2 (3) d ^ 3 $ أو $ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) ص ^ 6 (3) د ^ 3 (4) ق ^ 2 $
$ ↙ (24) (Cr) $ Chrome		$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 1 (3) d ^ 5 $ أو $ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) ص ^ 6 (3) د ^ 5 (4) ق ^ 1 $
$ ↙ (29) (Сu) $ Chromium		$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 1 (3) d ^ (10) $ أو $ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) ) ص ^ 6 (3) ص ^ 6 (3) د ^ (10) (4) ق ^ 1 $
$ ↙ (30) (Zn) $ زنك		$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 2 (3) d ^ (10) $ أو $ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) ) ص ^ 6 (3) ص ^ 6 (3) د ^ (10) (4) ق ^ 2 $
$ ↙ (31) (Ga) $ جاليوم		$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 2 (3) d ^ (10) 4p ^ (1) $ أو $ 1s ^ 2 (2) ق ^ 2 (2) ص ^ 6 (3) ص ^ 6 (3) د ^ (10) (4) ق ^ (2) 4p ^ (1) $
$ ↙ (36) (كرونا) $ كريبتون		$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 2 (3) d ^ (10) 4p ^ 6 $ أو $ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) ص ^ 6 (3) ص ^ 6 (3) د ^ (10) (4) ق ^ (2) 4p ^ 6 $

في ذرة الزنك ، اكتملت طبقة الإلكترون الثالثة - تمتلئ جميع المستويات الفرعية $ 3s و 3p $ و $ 3d $ فيها ، في المجموع هناك 18 دولارًا من الإلكترونات عليها.

في العناصر التالية للزنك ، يستمر ملء الطبقة الرابعة من الإلكترون ، المستوى الفرعي $ 4p $. العناصر من $ Ga $ إلى $ Kr $ - $ r $ -عناصر.

اكتملت الطبقة الخارجية (الرابعة) من ذرة الكريبتون ، وتحتوي على 8 دولارات من الإلكترونات. لكن فقط في الطبقة الرابعة من الإلكترون ، كما تعلم ، يمكن أن يكون هناك 32 دولارًا من الإلكترونات ؛ لا تزال ذرة الكريبتون بها مستويات فرعية من 4 د - دولار و 4 دولارات أمريكية شاغرة.

تملأ عناصر الفترة الخامسة المستويات الفرعية بالترتيب التالي: $ 5s → 4d → 5р $. وهناك أيضًا استثناءات تتعلق "بفشل" الإلكترونات ، لـ $ ↙ (41) Nb $ ، $ ↙ (42) Mo $ ، $ ↙ (44) Ru $ ، $ ↙ (45) Rh $ ، $ ↙ ( 46) Pd $، $ ↙ (47) Ag $. يظهر $ f $ في الفترتين السادسة والسابعة -عناصر، بمعنى آخر. العناصر التي يتم ملء مستوياتها الفرعية من $ 4f- $ و $ 5f $ للطبقة الإلكترونية الخارجية الثالثة ، على التوالي.

4f دولار -عناصراتصل اللانثانيدات.

5f دولار -عناصراتصل الأكتينيدات.

ترتيب ملء المستويات الفرعية الإلكترونية في ذرات عناصر الفترة السادسة: $ (55) Cs $ و $ (56) Ba $ - $ 6s $ -elements ؛ $ ↙ (57) La ... 6s ^ (2) 5d ^ (1) $ - $ 5d $ -element ؛ $ ↙ (58) Ce $ - $ ↙ (71) Lu - 4f $ -elements ؛ $ ↙ (72) Hf $ - $ ↙ (80) Hg - 5d $ -elements؛ $ ↙ (81) Т1 $ - $ ↙ (86) Rn - 6d $ -elements. ولكن هنا ، أيضًا ، هناك عناصر يتم فيها انتهاك ترتيب ملء مدارات الإلكترون ، والتي ترتبط ، على سبيل المثال ، باستقرار أكبر للطاقة بمقدار النصف وتمتلئ تمامًا بالمستويات الفرعية $ f $ ، أي. $ nf ^ 7 $ و $ nf ^ (14) $.

اعتمادًا على المستوى الفرعي للذرة المملوء بالإلكترونات أخيرًا ، يتم تقسيم جميع العناصر ، كما فهمت بالفعل ، إلى أربع مجموعات أو كتل إلكترونية:

1. $ s $ -عناصر؛المستوى الفرعي $ s $ للمستوى الخارجي للذرة مملوء بالإلكترونات ؛ $ s $ - تشمل العناصر الهيدروجين والهيليوم وعناصر المجموعات الفرعية الرئيسية للمجموعتين الأولى والثانية ؛
2. $ r $ -عناصر؛المستوى الفرعي $ p $ للمستوى الخارجي للذرة مملوء بالإلكترونات ؛ تتضمن العناصر $ p عناصر المجموعات الفرعية الرئيسية للمجموعات من الثالث إلى الثامن ؛
3. $ د $ -عناصر؛المستوى الفرعي $ d $ للمستوى السابق للخارج للذرة مملوء بالإلكترونات ؛ تشمل العناصر $ d $ عناصر المجموعات الفرعية الثانوية للمجموعات من الأول إلى الثامن ، أي عناصر من عقود مقسمة لفترات كبيرة تقع بين $ s- $ و $ p- $ عناصر. يطلق عليهم أيضا عناصر انتقالية
4. $ و $ -عناصر؛$ f- $ المستوى الفرعي من المستوى الثالث للذرة في الخارج مملوء بالإلكترونات ؛ وتشمل هذه اللانثانيدات والأكتينيدات.

التكوين الإلكتروني للذرة. حالات الذرات الأرضية والمتحركة

قام الفيزيائي السويسري دبليو باولي في عام 1925 دولارًا بتأسيس ذلك يمكن أن تحتوي الذرة على إلكترونين على الأكثر في مدار واحد.وجود يدور معاكسة (متوازنة) (مترجمة من الإنجليزية كمغزل) ، أي امتلاك مثل هذه الخصائص التي يمكن تخيلها بشكل مشروط مثل دوران الإلكترون حول محوره التخيلي في اتجاه عقارب الساعة أو عكس اتجاه عقارب الساعة. هذا المبدأ يسمى مبدأ باولي.

إذا كان هناك إلكترون واحد في المدار ، فسيتم استدعاؤه غير زوجي، إذا كان اثنان ، ثم هذا إقران الإلكترونات، بمعنى آخر. الإلكترونات ذات الدورات المعاكسة.

يوضح الشكل مخططًا لتقسيم مستويات الطاقة إلى مستويات فرعية.

$ s- $ المداري، كما تعلم ، له شكل كروي. يقع إلكترون ذرة الهيدروجين $ (n = 1) $ على هذا المدار وغير مزاوج. وفقا لهذا له صيغة إلكترونية، أو التكوين الإلكترونية ، مكتوب على النحو التالي: $ 1s ^ 1 $. في الصيغ الإلكترونية ، يُشار إلى رقم مستوى الطاقة بالرقم الموجود أمام الحرف $ (1 ...) $ ، حرف لاتينييشير إلى المستوى الفرعي (نوع المدار) ، والرقم ، المكتوب في أعلى يمين الحرف (كأسس) ، يوضح عدد الإلكترونات في المستوى الفرعي.

بالنسبة لذرة الهيليوم He ، التي تحتوي على إلكترونين مقترنين في نفس المدار $ s- $ ، هذه الصيغة هي: $ 1s ^ 2 $. الغلاف الإلكتروني لذرة الهليوم كامل ومستقر للغاية. الهيليوم غاز نبيل. مستوى الطاقة الثاني $ (n = 2) $ له أربعة مدارات ، واحد $ s $ وثلاثة $ p $. المستوى الثاني من الإلكترونات المدارية $ s $ ($ 2s $ -orbitals) لديها طاقة أعلى ، لأن تقع على مسافة أكبر من النواة من إلكترونات $ 1s $ -orbital $ (n = 2) $. بشكل عام ، لكل قيمة $ n $ يوجد مدار $ s- $ ، ولكن مع مقدار مماثل من طاقة الإلكترون عليه ، وبالتالي ، بقطر مناظر ، ينمو بقيمة $ n $. $ s- الزيادات المدارية $ ، كما تعلم بالفعل ، لها شكل كروي. يقع إلكترون ذرة الهيدروجين $ (n = 1) $ على هذا المدار وغير مزاوج. لذلك ، تتم كتابة صيغته الإلكترونية ، أو التكوين الإلكتروني ، على النحو التالي: $ 1s ^ 1 $. في الصيغ الإلكترونية ، يُشار إلى رقم مستوى الطاقة بالرقم الموجود أمام الحرف $ (1 ...) $ ، ويُشار إلى المستوى الفرعي (النوع المداري) بالحرف اللاتيني ، والرقم المكتوب إلى يُظهر يمين الحرف (كأسس) عدد الإلكترونات في المستوى الفرعي.

بالنسبة لذرة الهليوم $ He $ ، التي تحتوي على إلكترونين مقترنين في نفس المدار $ s- $ ، هذه الصيغة هي: $ 1s ^ 2 $. الغلاف الإلكتروني لذرة الهليوم كامل ومستقر للغاية. الهيليوم غاز نبيل. مستوى الطاقة الثاني $ (n = 2) $ له أربعة مدارات ، واحد $ s $ وثلاثة $ p $. الإلكترونات من $ s- $ المدارات من المستوى الثاني ($ 2s $ -orbitals) لديها طاقة أعلى ، لأن تقع على مسافة أكبر من النواة من إلكترونات $ 1s $ -orbital $ (n = 2) $. بشكل عام ، لكل قيمة $ n $ يوجد مدار واحد $ s- $ ، ولكن مع مقدار مماثل من طاقة الإلكترون عليه ، وبالتالي ، بقطر مناظر ، يزداد كلما زادت قيمة $ n $.

$ r- $ المداريلها شكل الدمبل ، أو حجم ثمانية. تقع جميع الأشكال الثلاثة $ p $ -orbital في الذرة بشكل متعامد بشكل متبادل على طول الإحداثيات المكانية المرسومة عبر نواة الذرة. يجب التأكيد مرة أخرى على أن كل مستوى طاقة (طبقة إلكترونية) ، بدءًا من $ n = 2 $ ، يحتوي على ثلاثة $ p $ -orbitals. مع زيادة قيمة $ n $ ، تحتل الإلكترونات $ p $ -orbitals الموجودة على مسافات كبيرة من النواة وموجهة على طول المحاور $ x و y و z $.

بالنسبة لعناصر الفترة الثانية $ (n = 2) $ ، يتم تعبئة المدورة الأولى $ s $ -orbital ، ثم ثلاثة $ p $ -orbitals ؛ الصيغة الإلكترونية $ Li: 1s ^ (2) 2s ^ (1) $. الإلكترون $ 2 ^ 1 $ أقل ارتباطًا بالنواة الذرية ، لذلك يمكن لذرة الليثيوم التخلص منه بسهولة (كما تتذكر على الأرجح ، تسمى هذه العملية الأكسدة) ، وتتحول إلى أيون الليثيوم $ Li ^ + $.

في ذرة البريليوم Be ، يتم وضع الإلكترون الرابع أيضًا في مدار $ 2s $: $ 1s ^ (2) 2s ^ (2) $. يمكن فصل الإلكترونين الخارجيين لذرة البريليوم بسهولة - يتأكسد $ B ^ 0 $ في الموجبة $ Be ^ (2 +) $.

يحتل الإلكترون الخامس من ذرة البورون 2p $ -orbital: $ 1s ^ (2) 2s ^ (2) 2p ^ (1) $. بعد ذلك ، تمتلئ المدارات $ 2p $ للذرات $ C و N و O و F $ ، والتي تنتهي بغاز النيون النبيل: 1s ^ (2) 2s ^ (2) 2p ^ (6) $.

بالنسبة لعناصر الفترة الثالثة ، يتم ملء مدارات مدورة بقيمة 3 دولارات - و 3 دولارات أمريكية ، على التوالي. خمسة $ d $ -orbitals من المستوى الثالث تظل مجانية:

$ ↙ (11) Na 1s ^ (2) 2s ^ (2) 2p ^ (6) 3s ^ (1) $ ،

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

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

في بعض الأحيان ، في الرسوم البيانية التي تصور توزيع الإلكترونات في الذرات ، يشار فقط إلى عدد الإلكترونات في كل مستوى طاقة ، أي كتابة صيغ إلكترونية مختصرة لذرات العناصر الكيميائية ، على عكس الصيغ الإلكترونية الكاملة أعلاه ، على سبيل المثال:

$ ↙ (11) Na 2، 8، 1؛ $ ↙ (17) Cl 2، 8، 7؛ $ ↙ (18) أر 2، 8، 8 $.

بالنسبة للعناصر ذات الفترات الكبيرة (الرابعة والخامسة) ، يشغل الإلكترونان الأولان على التوالي 4s- $ و 5s $ -orbitals: $ ↙ (19) K 2 ، 8 ، 8 ، 1 ؛ $ ↙ (38) ريال 2 ، 8 ، 18 ، 8 ، 2 دولار. بدءا من العنصر الثالث لكل منهما فترة طويلة، ستذهب الإلكترونات العشرة التالية إلى المدارات السابقة $ 3d- $ و $ 4d- $ ، على التوالي (لعناصر المجموعات الفرعية الجانبية): $ ↙ (23) V 2 ، 8 ، 11 ، 2 ؛ $ ↙ (26) الأب 2 ، 8 ، 14 ، 2 ؛ $ ↙ (40) Zr 2 ، 8 ، 18 ، 10 ، 2 ؛ $ (43) Tc 2 ، 8 ، 18 ، 13 ، 2 دولار. كقاعدة عامة ، عند ملء المستوى الفرعي السابق $ d $ ، سيبدأ ملء المستوى الخارجي (على التوالي $ 4p- $ و $ 5p- $) $ p- $: $ ↙ (33) كـ 2، 8، 18 ، 5 ؛ $ ↙ (52) تي 2 ، 8 ، 18 ، 18 ، 6 دولار.

بالنسبة لعناصر الفترات الكبيرة - السادس والسابع غير المكتمل - تمتلئ المستويات الإلكترونية والمستويات الفرعية بالإلكترونات ، كقاعدة عامة ، على النحو التالي: أول إلكترونين يدخلان المستوى الثانوي $ s- $: $ ↙ (56) Ba 2، 8 ، 18 ، 18 ، 8 ، 2 ؛ $ ↙ (87) فرنك 2 ، 8 ، 18 ، 32 ، 18 ، 8 ، 1 دولار ؛ الإلكترون التالي (مقابل $ La $ و $ Ca $) إلى المستوى الفرعي السابق $ d $: $ ↙ (57) La 2 و 8 و 18 و 18 و 9 و 2 $ و $ (89) Ac 2 ، 8 ، 18 ، 32 ، 18 ، 9 ، 2 دولار.

بعد ذلك ستدخل الإلكترونات التالية البالغة قيمتها 14 دولارًا إلى مستوى الطاقة الثالث من الخارج ، المدارات $ 4f $ و $ 5f $ لمدارات lantonides و actinides ، على التوالي: $ ↙ (64) Gd 2 ، 8 ، 18 ، 25 ، 9 ، 2 ؛ $ ↙ (92) U 2، 8، 18، 32، 21، 9، 2 دولار.

ثم يبدأ مستوى الطاقة الثاني من الخارج ($ d $ - المستوى الفرعي) بالتراكم مرة أخرى لعناصر المجموعات الفرعية الجانبية: $ (73) Ta 2، 8، 18، 32، 11، 2؛ $ ( 104) براءات الاختراع 2 ، 8 ، 18 ، 32 ، 32 ، 10 ، 2 دولار. وأخيرًا ، فقط بعد امتلاء المستوى الفرعي $ d $ بالكامل بعشرة إلكترونات ، سيتم ملء المستوى الفرعي $ p $ مرة أخرى: $ ↙ (86) Rn 2 ، 8 ، 18 ، 32 ، 18 ، 8 $.

في كثير من الأحيان ، يتم تصوير بنية غلاف الإلكترون للذرات باستخدام الطاقة أو الخلايا الكمومية - يكتبون ما يسمى الصيغ الإلكترونية الرسومية. بالنسبة لهذا السجل ، يتم استخدام الترميز التالي: يتم الإشارة إلى كل خلية كمية بواسطة خلية تتوافق مع مدار واحد ؛ يُشار إلى كل إلكترون بسهم يتوافق مع اتجاه الدوران. عند كتابة صيغة إلكترونية رسومية ، يجب تذكر قاعدتين: مبدأ باولي، وفقًا لذلك لا يمكن أن تحتوي الخلية (المدارية) على أكثر من إلكترونين ، ولكن مع دوران مضاد للتوازي ، و حكم F. Hund، وفقًا لمبدأ باولي ، فإن الإلكترونات تحتل الخلايا الحرة أولاً ، وفي نفس الوقت لها نفس قيمة الدوران ، وعندها فقط زوج ، ولكن السبينات ، وفقًا لمبدأ باولي ، سيتم توجيهها بشكل معاكس بالفعل.

ذرة(من ذرة اليونانية - غير قابل للتجزئة) - جسيم نووي واحد غير قابل للتجزئة كيميائيًا لعنصر كيميائي ، ناقل لخصائص مادة ما. المواد تتكون من ذرات. تتكون الذرة نفسها من نواة موجبة الشحنة وسحابة إلكترونية سالبة الشحنة. بشكل عام ، تكون الذرة متعادلة كهربائيًا. يتم تحديد حجم الذرة تمامًا من خلال حجم سحابة الإلكترون الخاصة بها ، نظرًا لأن حجم النواة لا يكاد يذكر مقارنة بحجم سحابة الإلكترون. جوهر يتكون من ضبروتونات موجبة الشحنة (شحنة البروتون تقابل +1 بوصة الوحدات التقليدية) و نالنيوترونات التي لا تحمل شحنة (عدد النيوترونات يمكن أن يساوي أو يزيد قليلاً أو أقل من البروتونات). تسمى البروتونات والنيوترونات بالنيوكليونات ، أي جسيمات النواة. وبالتالي ، فإن شحنة النواة تتحدد فقط بعدد البروتونات وتساوي الرقم التسلسلي للعنصر في الجدول الدوري. يتم تعويض الشحنة الموجبة للنواة بواسطة إلكترونات سالبة الشحنة (شحنة الإلكترون -1 بوحدات عشوائية) ، والتي تشكل سحابة إلكترونية. عدد الإلكترونات يساوي عدد البروتونات. كتل البروتونات والنيوترونات متساوية (1 و 1 amu ، على التوالي). يتم تحديد كتلة الذرة بشكل أساسي من خلال كتلة نواتها ، حيث أن كتلة الإلكترون أقل بحوالي 1836 مرة من كتلة البروتون والنيوترون ونادرًا ما تؤخذ في الاعتبار في الحسابات. يمكن إيجاد العدد الدقيق للنيوترونات بالاختلاف بين كتلة الذرة وعدد البروتونات ( ن=أ-ض). يُطلق على نوع ذرات أي عنصر كيميائي مع نواة تتكون من عدد محدد بدقة من البروتونات (Z) والنيوترونات (N) اسم نوكليد (يمكن أن تكون هذه العناصر إما عناصر مختلفة لها نفس العدد الإجمالي للنيوكليونات (الأيزوبار) أو النيوترونات (isotones) ، أو عنصر كيميائي واحد - عدد واحد من البروتونات ، لكن عددًا مختلفًا من النيوترونات (أيزومرات)).

نظرًا لأن الكتلة كلها تقريبًا تتركز في نواة الذرة ، إلا أن أبعادها لا تذكر مقارنةً بـ الحجم الكليالذرة ، ثم تؤخذ النواة بشروط نقطة ماديةيستريح في مركز الذرة ، وتعتبر الذرة نفسها نظامًا للإلكترونات. في تفاعل كيميائيلا تتأثر نواة الذرة (باستثناء التفاعلات النووية) ، كما هو الحال بالنسبة للمستويات الإلكترونية الداخلية ، ولكن تشارك فقط إلكترونات غلاف الإلكترون الخارجي. لهذا السبب ، من الضروري معرفة خصائص الإلكترون وقواعد تكوين غلاف الإلكترون للذرات.

خصائص الإلكترون

قبل دراسة خصائص الإلكترون وقواعد تكوين المستويات الإلكترونية ، من الضروري التطرق إلى تاريخ تكوين الأفكار حول بنية الذرة. لن نفكر التاريخ الكاملتشكيل التركيب الذري ، لكننا سنسهب فقط في الأفكار الأكثر صلة والأكثر "صحة" التي يمكن أن توضح بوضوح كيفية تواجد الإلكترونات في الذرة. اقترح الفلاسفة اليونانيون القدماء وجود الذرات كمكونات أولية للمادة لأول مرة (إذا بدأت في تقسيم أي جسم إلى نصفين ونصف إلى نصفين وهكذا ، فلن تكون هذه العملية قادرة على الاستمرار إلى ما لا نهاية ؛ سنتوقف في جسيم لم يعد بإمكاننا تقسيمه - هذا وسيكون هناك ذرة). بعد ذلك ، مر تاريخ بنية الذرة بمسار صعب وأفكار مختلفة ، مثل عدم قابلية الذرة للتجزئة ، ونموذج طومسون للذرة ، وغيرها. تبين أن نموذج الذرة الذي اقترحه إرنست رذرفورد في عام 1911 هو الأقرب. قارن الذرة بـ النظام الشمسي، حيث تعمل نواة الذرة مثل الشمس ، وتتحرك الإلكترونات حولها مثل الكواكب. كان وضع الإلكترونات في مدارات ثابتة جدًّا خطوة مهمةفي فهم بنية الذرة. ومع ذلك ، كان مثل هذا النموذج الكوكبي لبنية الذرة يتعارض مع الميكانيكا الكلاسيكية. الحقيقة هي أنه عندما يتحرك الإلكترون في المدار ، كان عليه أن يفقد الطاقة الكامنة و "يسقط" في النهاية على النواة ، ويجب أن تتوقف الذرة عن الوجود. تم القضاء على مثل هذا التناقض من خلال إدخال المسلمات من قبل نيلز بور. وفقًا لهذه الافتراضات ، تحرك الإلكترون في مدارات ثابتة حول النواة و الظروف الطبيعيةلا تمتص أو تنبعث الطاقة. تظهر الفرضيات أنه لوصف الذرة ، القوانين الميكانيكا الكلاسيكيةغير ملائم. يسمى هذا النموذج من الذرة نموذج بوهر رذرفورد. إن استمرار التركيب الكوكبي للذرة هو النموذج الميكانيكي الكمومي للذرة ، والذي بموجبه سننظر في الإلكترون.

الإلكترون هو شبه جسيم ، يظهر ازدواجية موجة-جسيم: إنه جسيم (جسم) وموجة في نفس الوقت. تشمل خصائص الجسيم كتلة الإلكترون وشحنته ، وخصائص الموجة - القدرة على الانعراج والتداخل. تنعكس العلاقة بين الخصائص الموجية والجسيمية للإلكترون في معادلة دي برولي:

أين λ (displaystyle lambda) - الطول الموجي ، - كتلة الجسيمات ، - سرعة الجسيمات ، - ثابت بلانك = 6.63 10-34 جول.

بالنسبة للإلكترون ، من المستحيل حساب مسار حركته ، لا يمكننا التحدث إلا عن احتمال العثور على إلكترون في مكان أو آخر حول النواة. لهذا السبب ، فإنهم لا يتحدثون عن مدارات الإلكترون حول النواة ، ولكن عن المدارات - الفضاء حول النواة ، حيث احتمالاالعثور على إلكترون يتجاوز 95٪. بالنسبة للإلكترون ، من المستحيل قياس كل من الإحداثيات والسرعة بدقة في نفس الوقت (مبدأ عدم اليقين لهايزنبرغ).

أين ∆ س (displaystyle Delta x) - عدم اليقين في تنسيق الإلكترون ، ∆ v (displaystyle Delta v) - خطأ قياس السرعة ، ħ = ح / 2π = 1.05 10 -34 ج ث
كلما قمنا بقياس إحداثي الإلكترون بدقة ، زاد الخطأ في قياس سرعته ، والعكس صحيح: كلما زادت دقة معرفتنا بسرعة الإلكترون ، زاد عدم اليقين في إحداثياته.
يسمح لنا وجود الخصائص الموجية للإلكترون بتطبيق معادلة شرودنجر الموجية عليه.

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

أين هي الطاقة الكلية للإلكترون ، الطاقة الكامنة للإلكترون ، المعنى المادي للوظيفة Ψ (displaystyle psi) - الجذر التربيعيحول احتمال العثور على إلكترون في الفضاء مع إحداثيات x, ذو ض(تعتبر النواة الأصل).
تمت كتابة المعادلة المقدمة لنظام الإلكترون الواحد. بالنسبة للأنظمة التي تحتوي على أكثر من إلكترون ، يظل مبدأ الوصف كما هو ، لكن المعادلة تتخذ شكلاً أكثر تعقيدًا. حل رسوميمعادلة شرودنجر هي هندسة المدارات الذرية. لذلك ، المدار s له شكل كرة ، المدار p له شكل رقم ثمانية مع "عقدة" في الأصل (على النواة ، حيث يميل احتمال العثور على الإلكترون إلى الصفر).

في إطار نظرية ميكانيكا الكم الحديثة ، يوصف الإلكترون بمجموعة من الأرقام الكمومية: ن , ل , م ل , س و تصلب متعدد . وفقًا لمبدأ باولي ، لا يمكن أن تحتوي ذرة واحدة على إلكترونين مع مجموعة متطابقة تمامًا من جميع الأرقام الكمية.
عدد الكم الرئيسي ن يحدد مستوى طاقة الإلكترون ، أي في أي مستوى إلكتروني يقع الإلكترون المحدد. يمكن أن يأخذ الرقم الكمي الأساسي قيمًا صحيحة أكبر من 0 فقط: ن = 1 ؛ 2 ؛ 3 ... القيمة القصوى ن بالنسبة لعنصر معين ، تتوافق ذرة العنصر مع عدد الفترة التي يوجد فيها العنصر الجدول الدوريدي آي مينديليف.
عدد الكم المداري (الإضافي) ل يحدد هندسة السحابة الإلكترونية. يمكن أن تأخذ قيمًا صحيحة من 0 إلى ن -واحد. لقيم العدد الكمي الإضافي ل يتم استخدام تسمية الحروف:

S- المدار كروي ، p- المداري هو رقم ثمانية. المدارات المتبقية لها هيكل معقد للغاية ، مثل المدار d الموضح في الشكل.

لا يتم ترتيب الإلكترونات في المستويات والمدارات بشكل عشوائي ، ولكن وفقًا لقاعدة كليشكوفسكي ، والتي بموجبها يحدث ملء الإلكترونات وفقًا لمبدأ أقل طاقة ، أي بترتيب تصاعدي لمجموع الأرقام الكمية الأساسية والمدارية ن +ل . في الحالة التي يكون فيها مجموع خياري التعبئة هو نفسه ، يتم ملء أدنى مستوى للطاقة مبدئيًا (على سبيل المثال: متى ن = 3 أ ل = 2 و ن = 4 أ ل = 1 يملأ المستوى 3 مبدئيًا). عدد الكم المغناطيسي م ل يحدد موقع المدار في الفضاء ويمكن أن يأخذ قيمة عددية منه -ل قبل + ل ، بما في ذلك 0. قيمة واحدة فقط ممكنة للمدار s م ل = 0. بالنسبة إلى المدار p ، توجد بالفعل ثلاث قيم -1 و 0 و +1 ، أي أن المدار p يمكن أن يقع على طول ثلاثة محاور إحداثيات x و y و z.

ترتيب المدارات حسب القيمة م ل

للإلكترون زخمه الزاوي الخاص به - اللف المغزلي ، الذي يُرمز إليه بالرقم الكمي س . قيمة دوران الإلكترون ثابتة وتساوي 1/2. يمكن تمثيل ظاهرة الدوران بشكل مشروط كحركة حول محورها. في البداية ، تمت مساواة دوران الإلكترون بحركة الكوكب حول محوره ، لكن مثل هذه المقارنة خاطئة. السبين ظاهرة كمومية بحتة ليس لها نظائرها في الميكانيكا الكلاسيكية.