Эрчим хүчний түвшний хүснэгтээр электронуудын тархалт. Атомын энергийн түвшинд электронуудын тархалт
Электрон хуваарилалт давсан эрчим хүчний түвшиналиваа элементийн металл болон металл бус шинж чанарыг тайлбарладаг.
Цахим томъёо
Чөлөөт ба хосолсон сөрөг хэсгүүдийг түвшин болон дэд түвшинд байрлуулах тодорхой дүрэм байдаг. Эрчим хүчний түвшинд электронуудын тархалтыг илүү нарийвчлан авч үзье.Эхний энергийн түвшин нь зөвхөн хоёр электрон агуулдаг. Эрчим хүчний нөөц нэмэгдэх тусам тэд тойрог замыг дүүргэдэг. Химийн элементийн атом дахь электронуудын тархалт нь атомын дугаартай тохирч байна. Хамгийн бага тоотой энергийн түвшинд валентийн электронуудыг цөмд татах хүчийг хамгийн их илэрхийлдэг.
Цахим томьёо бүрдүүлэх жишээ
Нүүрстөрөгчийн атомын жишээн дээр электронуудын энергийн түвшний тархалтыг авч үзье. Түүний атомын дугаар нь 6 тул цөм дотор эерэг цэнэгтэй зургаан протон байдаг. Нүүрстөрөгч нь хоёр дахь үеийн төлөөлөгч гэдгийг харгалзан үзвэл энэ нь хоёр энергийн түвшинтэй байдаг. Эхнийх нь хоёр электронтой, хоёр дахь нь дөрвөн электронтой.Хундын дүрэм нь өөр өөр эргэлттэй хоёр электроноос бүрдэх нэг эс дэх зохион байгуулалтыг тайлбарладаг. Хоёр дахь энергийн түвшин нь дөрвөн электрон агуулдаг. Үүний үр дүнд химийн элементийн атом дахь электронуудын тархалт дараах хэлбэртэй байна: 1s22s22p2.
Электронууд нь дэд болон түвшний хооронд хуваарилагддаг тодорхой дүрмүүд байдаг.
Паули зарчим
Энэ зарчмыг 1925 онд Паули боловсруулсан. Эрдэмтэд атомд ижил квант тоотой n, l, m, s гэсэн хоёр электроныг л байрлуулах боломжийг заажээ. Чөлөөт энергийн нөөц нэмэгдэхийн хэрээр энергийн түвшинд электронуудын тархалт явагддаг гэдгийг анхаарна уу.
Клечковскийн дүрэм
Эрчим хүчний орбиталуудыг дүүргэх нь n + l квант тоонуудын өсөлтийн дагуу хийгддэг бөгөөд эрчим хүчний нөөцийн өсөлтөөр тодорхойлогддог.Кальцийн атом дахь электронуудын тархалтыг авч үзье.
Хэвийн төлөвт түүний электрон томъёо нь дараах байдалтай байна.
Ca 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d0 4s2.
d- болон f-элементүүдэд хамаарах ижил төстэй дэд бүлгийн элементүүдийн хувьд бага энергийн нөөцтэй гадаад дэд түвшнээс өмнөх d- эсвэл f-дэд түвшинд хүрэх электроны "алдаа" байдаг. Зэс, мөнгө, цагаан алт, алт зэрэгт ижил төстэй үзэгдэл ажиглагддаг.
Атом дахь электронуудын тархалт нь дэд түвшнийг дүүргэх явдал юм хосгүй электронууд, ижил эргэлттэй.
Бүх чөлөөт орбиталууд нэг электроноор бүрэн дүүрсний дараа л квант эсүүд хоёр дахь электроноор нэмэгддэг. сөрөг хэсгүүд, эсрэг талын эргэлттэй.
Жишээлбэл, азотын өдөөгдөөгүй төлөвт:
1s2 2s2 2p3.
Бодисын шинж чанарт валентийн электронуудын электрон тохиргоо нөлөөлдөг. Тэдний тоо хэмжээгээр хамгийн их, хамгийн бага валент, химийн идэвхийг тодорхойлж болно. Хэрэв элемент үечилсэн хүснэгтийн үндсэн дэд бүлэгт байгаа бол та бүлгийн дугаарыг ашиглан гадаад энергийн түвшинг үүсгэж, исэлдэлтийн төлөвийг тодорхойлж болно. Жишээлбэл, тавдугаар бүлэгт (үндсэн дэд бүлэг) багтдаг фосфор нь таван валентийн электрон агуулдаг тул гурван электроныг хүлээн авах эсвэл таван бөөмсийг өөр атомд өгөх чадвартай.
Тогтмол системийн хажуугийн дэд бүлгүүдийн бүх төлөөлөгчид энэ дүрмийн үл хамаарах зүйл юм.
Гэр бүлийн онцлог
Гадаад энергийн түвшний бүтцээс хамааран үелэх системд орсон бүх төвийг сахисан атомуудыг дөрвөн гэр бүлд хуваадаг.- s-элементүүд нь эхний болон хоёрдугаар бүлгүүдэд байдаг (үндсэн дэд бүлгүүд нь III-VIII бүлэгт байдаг (A дэд бүлгүүд нь f-ийн ижил төстэй дэд бүлгүүдээс олж болно); гэр бүл нь актинид ба лантанидуудаас бүрдэнэ.
Өдөөгдөөгүй төлөвт байгаа D-элементүүд нь сүүлийн s- болон эцсийн өмнөх d-дэд түвшний аль алинд нь валентийн электронууд байдаг.
Дүгнэлт
Атом дахь аливаа электроны төлөвийг үндсэн тоонуудын багц ашиглан тодорхойлж болно. Түүний бүтцийн онцлогоос хамааран бид тодорхой хэмжээний эрчим хүчний тухай ярьж болно. Хунд, Клечковский, Паули дүрмийг үечилсэн системд орсон аливаа элементийн хувьд та төвийг сахисан атомын тохиргоог үүсгэж болно.Эхний түвшинд байрлах электронууд нь өдөөгдээгүй төлөвт хамгийн бага хэмжээний энергитэй байдаг. Төвийг сахисан атомыг халаах үед электронуудын шилжилт ажиглагддаг бөгөөд энэ нь үргэлж чөлөөт электронуудын тоо өөрчлөгдөж, элементийн исэлдэлтийн төлөвт мэдэгдэхүйц өөрчлөлт, химийн идэвхжил өөрчлөгдөхөд хүргэдэг.
Хэзээнээс химийн урвалурвалд орж буй атомуудын цөм өөрчлөгдөөгүй хэвээр байна химийн шинж чанаратомууд нь атомын электрон бүрхүүлийн бүтцээс үндсэндээ хамаардаг. Тиймээс бид атом дахь электронуудын тархалт ба тэдгээрийн голчлон атомын химийн шинж чанарыг (валент электрон гэж нэрлэдэг) тодорхойлдог, улмаар атомын шинж чанарын үечилсэн байдал, тэдгээрийн шинж чанарыг илүү нарийвчлан авч үзэх болно. нэгдлүүд. Электронуудын төлөвийг дөрвөн квант тооны багцаар дүрсэлж болно гэдгийг бид аль хэдийн мэддэг байсан ч атомын электрон бүрхүүлийн бүтцийг тайлбарлахын тулд дараах гурван үндсэн зарчмыг мэдэх хэрэгтэй: 1) Паули зарчим, 2) хамгийн бага эрчим хүчний зарчим ба 3) Hund punch. Паулигийн зарчим. 1925 онд Швейцарийн физикч В.Паули дараа нь Паули зарчим (эсвэл Паули хасалт) гэж нэрлэгддэг нэгэн дүрмийг бий болгосон: атом нь ижил шинж чанартай хоёр электронтой байж болно. Электронуудын шинж чанар нь квант тоогоор тодорхойлогддог гэдгийг мэдэж байгаа тул Паули зарчмыг дараах байдлаар томъёолж болно: атомд дөрвөн квант тоо ижил байх хоёр электрон байж болохгүй. l, /, mt эсвэл m3 квант тоонуудын дор хаяж нэг нь өөр байх ёстой. Тиймээс ижил квантай электронууд - Дараах зүйлд бид s = + lj2> утгатай электронуудыг T сумаар, J- ~ lf2 утгатай электронуудыг хоёр электроноор тэмдэглэхийг зөвшөөрнө ижил эргэлттэй байх нь ихэвчлэн параллель спинтэй электронууд гэж нэрлэгддэг ба ft (эсвэл C) гэж тэмдэглэдэг. Эсрэг спинтэй хоёр электроныг аптипараллель спинтэй электрон гэж нэрлээд | гэж тэмдэглэнэ J-нийт тоо l, I, mt нь өөр өөр эргэлттэй байх ёстой. Иймээс атомд нэг нь m = -1/2, нөгөө нь m = + 1/2 гэсэн ижил n, / ба m-тэй хоёр л электрон байж болно. Эсрэгээр, хэрэв хоёр электроны спин нь ижил бол квант тоонуудын аль нэг нь ялгаатай байх ёстой: n, / эсвэл mh Паули зарчмыг мэдэж байгаа тул атом дахь хэдэн электрон тодорхой "орбит" -д байж болохыг харцгаая. үндсэн квант тоо n-тэй Эхний “орбит” нь n= 1-тэй тохирч байна. Дараа нь /=0, mt-0 ба tl нь дурын утгатай байж болно: +1/2 эсвэл -1/2. Хэрэв n-1 бол ийм хоёр электрон л байж болно гэдгийг бид харж байна. Ерөнхийдөө аль ч тохиолдолд өгөгдсөн үнэ цэнэ l электронууд нь үндсэндээ хажуугийн квант тоогоор ялгагдана / 0-ээс n-1 хүртэлх утгыг авна. Өгөгдсөн утгуудын хувьд соронзон квант тоо m өөр өөр утгатай (2/+1) электрон байж болно. Өгөгдсөн утгууд l, / ба m( хоёртой тохирч байгаа тул энэ тоог хоёр дахин нэмэгдүүлэх шаардлагатай өөр өөр утгатай spin tx төсөөлөл. Үүний үр дүнд ижил квант тоо n-тэй электронуудын хамгийн их тоог нийлбэрээр илэрхийлдэг нь яагаад эхний энергийн түвшинд 2-оос илүүгүй электрон, хоёр дахь нь - 8, гурав дахь нь 18 гэх мэт байж болох нь тодорхой байна. жишээ нь устөрөгчийн атом iH. Устөрөгчийн атом iH нь нэг электронтой бөгөөд энэ электроны спин нь дур зоргоороо (өөрөөр хэлбэл ms^ + ij2 эсвэл mt = -1 /2) чиглэж болох ба электрон нь l-тэй эхний энергийн түвшинд s-co төлөвт байна. - 1 (эхний энергийн түвшин нь нэг дэд түвшнээс бүрддэгийг дахин сануулъя - 15, хоёр дахь эрчим хүчний түвшин - хоёр дэд түвшнээс - 2s ба 2p, гурав дахь нь гурван дэд түвшнээс - 3*, Zru 3d гэх мэт). Дэд түвшин нь эргээд квант эсүүдэд хуваагдана* (энергийн төлөвүүд нь боломжит утгуудын тоогоор тодорхойлогддог m (жишээ нь 2/4-1). Эсийг ихэвчлэн тэгш өнцөгт, электроны чиглэлийг графикаар дүрсэлдэг. Спинийг сумаар зааж өгсөн тул устөрөгчийн iH атом дахь электроны төлөвийг Ijt1 хэлбэрээр илэрхийлж болно, эсвэл "квантын эс" гэж бид * ижил утгуудаар тодорхойлогддог орбиталыг хэлнэ. квант тоонуудын n, I ба m * нүд бүрт параллель спинтэй хамгийн ихдээ хоёр электроныг байрлуулж болох бөгөөд үүнийг ti - Атом дахь электронуудын тархалт Гелийн атом 2He-д квант тоо n- 1, / = 0 ба m(-0 нь хоёр электроных нь хувьд ижил боловч квант тоо m3 өөр байна. Гелийн электронуудын спинийн проекцууд нь mt = + V2 ба ms = - V2 байж болно. электрон бүрхүүлийн бүтэц Гелийн атом 2Тэрийг Is-2 эсвэл ижил 1S гэж төлөөлж болно. Мөн үелэх системийн хоёрдугаар үеийн элементүүдийн таван атомын электрон бүрхүүлийн бүтцийг дүрсэлж үзье: Электрон бүрхүүлүүд 6N, 7N ба BO-г нарийн бөглөх ёстой, тиймээс энэ нь тодорхойгүй байна. Эргэлтийн өгөгдсөн зохицуулалтыг Хундын дүрэм гэж нэрлэдэг (Анх 1927 онд Германы физикч Ф. Хунд томъёолсон) тодорхойлогддог. Хундын дүрэм. I-ийн өгөгдсөн утгад (өөрөөр хэлбэл тодорхой дэд түвшний дотор) электронууд нийт зуун* хамгийн их байхаар зохион байгуулагддаг. Жишээлбэл, гурван электроныг азотын атомын гурван /^-эсэд хуваарилах шаардлагатай бол тэдгээр нь тус бүрдээ тусдаа үүрэнд, өөрөөр хэлбэл гурван өөр p-орбитал дээр байрлана: Энэ тохиолдолд нийт Түүний проекц нь m3 - 4-1/2 + A/2+1/2 = 3/2* тул спин нь 3/2-тэй тэнцүү байна. Эдгээр ижил гурван электроныг ийм байдлаар байрлуулах боломжгүй: 2p NI учир нийт эргэлтийн проекц tm = +1/2 - 1/2+ + 1/2=1/2. Ийм учраас нүүрстөрөгч, азот, хүчилтөрөгчийн атомууд дахь электронууд яг дээр дурдсанчлан байрладаг. Дараагийн гурав дахь үеийн атомуудын электрон тохиргоог авч үзье. Натри uNa-аас эхлээд n-3 үндсэн квант тоо бүхий энергийн гурав дахь түвшин дүүрнэ. Гурав дахь үеийн эхний 8 элементийн атомууд дараах электрон тохиргоотой байна: Одоо дөрөв дэх үеийн эхний атом болох калийн 19К-ийн электрон тохиргоог авч үзье. Эхний 18 электрон нь дараах орбиталуудыг дүүргэдэг: ls12s22p63s23p6. Энэ нь санагдах болно; калийн атомын арван ес дэх электрон нь n = 3 ба 1 = 2-т тохирох 3d дэд түвшинд унах ёстой. Гэсэн хэдий ч үнэн хэрэгтээ калийн атомын валентийн электрон нь 4s тойрог замд байрладаг. 18-р элементийн дараа бүрхүүлийг цаашид дүүргэх нь эхний хоёр үетэй ижил дарааллаар явагдахгүй. Атом дахь электронууд нь Паули зарчим ба Хундын дүрмийн дагуу байрладаг боловч энерги нь хамгийн бага байхаар байрладаг. Хамгийн бага энергийн зарчим (энэ зарчмыг хөгжүүлэхэд хамгийн их хувь нэмэр оруулсан дотоодын эрдэмтэн В.М. Клечковский) - атомд электрон бүр нь энерги нь хамгийн бага байхаар байрладаг (энэ нь түүний цөмтэй хамгийн их холболттой тохирч байна) . Электроны энерги нь үндсэн квант тоо n ба хоёрдогч квант тоогоор тодорхойлогддог тул pi/ квант тоонуудын утгуудын нийлбэр хамгийн бага байх дэд түвшнийг эхлээд дүүргэнэ. Жишээлбэл, эхний тохиолдолд n+/=4+0=4, хоёр дахь тохиолдолд n+/=3+2= 5 байх тул 4s дэд түвшний электроны энерги 3d дэд түвшнийхээс бага байна; дэд түвшинд 5* (n+ /=5+0=5) энерги нь Ad-аас бага (l + /=4+ 4-2=6); 5p-ээр (l+/=5 +1 = 6) энерги нь 4/(l-f/= =4+3=7) гэх мэтээр бага байна. 1961 онд анх удаа ерөнхий байр суурийг тодорхойлсон хүн нь В.М электрон үндсэн төлөвт хамгийн бага биш түвшинг эзэлдэг боломжит утга p, a s хамгийн бага утганийлбэр n+/« Хоёр дэд түвшний хувьд pi/ утгын нийлбэр тэнцүү байх тохиолдолд эхлээд бага n утгатай дэд түвшинг бөглөнө. Жишээлбэл, 3d, Ap, 5s дэд түвшинд pi/ утгын нийлбэр 5. Энэ тохиолдолд дүүргэлт нь l-ийн бага утгатай, жишээлбэл, 3dAp-5s гэх мэт эхний дэд түвшинд явагдана. Менделеевийн элементүүдийн үечилсэн системд электронуудаар дүүргэх түвшин ба дэд түвшний дараалал дараах байдалтай байна (Зураг 1). 2.4). Атом дахь электронуудын тархалт. Энергийн түвшин ба дэд түвшинг электроноор дүүргэх схем Иймээс хамгийн бага энергийн зарчмын дагуу ихэнх тохиолдолд электрон "доод" түвшний дэд түвшнийг "давхдаг" түвшний дэд түвшинг эзлэх нь энергийн хувьд илүү таатай байдаг. дүүргэгдээгүй байна: Ийм учраас 4-р үед эхлээд 4-р шатыг дүүргэж, дараа нь 3-р шатыг дүүргэдэг.
Электроныг квант эсүүдэд хуваарилахдаа дараах удирдамжийг баримтална.
Паули зарчим дээр үндэслэн атом нь ижил электронтой хоёр байж болохгүй
бүх квант тоонуудын утгуудын багц, өөрөөр хэлбэл атомын орбитал агуулж болохгүй
хоёроос илүү электроныг дарах ба тэдгээрийн эргэлтийн момент нь эсрэг байх ёстой
эсрэг
↓
Тэмдэглэгээний систем ерөнхий үзэлиймэрхүү харагдаж байна:
Энд p нь гол, ℓ нь тойрог замын квант тоо; x электроны тоо,
өгөгдсөн квант төлөвт. Жишээлбэл, 4d3 оруулга байж болно
дараах байдлаар тайлбарлав: дөрөв дэх энергийг гурван электрон эзэлдэг
Цанын түвшин, d-дэд түвшин.
Эрчим хүчний дэд түвшний хөгжлийн мөн чанар нь хамаарлыг тодорхойлдог
нэг буюу өөр электрон гэр бүлийн элемент.
s-элементүүдэд гадаад s-дэд түвшнийг бий болгодог, жишээлбэл,
11 Na 1s2 2s2 2p6 3s1
p-элементүүдэд гадаад p-дэд түвшнийг бий болгодог, жишээлбэл,
9 F 1s 2s2 2p5 .
s- ба p-гэр бүлүүд нь үечилсэн системийн үндсэн дэд бүлгүүдийн элементүүдийг агуулдаг.
Цы Д.И.Менделеев.
d-элементүүдэд эцсийн өмнөх түвшний d-дэд түвшнийг бий болгодог.
Жишээ нь,
2 2 6 2 6 2 2
22Ti 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s .
d-бүлэг нь хажуугийн дэд бүлгүүдийн элементүүдийг агуулдаг. Энэ се-ийн валент
гэр бүлүүд нь сүүлийн энергийн түвшний s-электронууд ба d-электронууд юм
эцсийн өмнөх түвшин.
f-элементүүдэд 3-р гадаад түвшний f-дэд түвшнийг барьсан,
Жишээ нь,
58Сэ 1s22s22p63s23p63d l04s24p64d l04f l5s25p65d16s2.
f-электрон гэр бүлийн төлөөлөгчид нь лантанид ба актинид юм.
Квантын тоо нь хоёр утгыг авч болно: Иймээс атомд өгөгдсөн утгатай төлөвт электронуудаас илүүгүй байж болно:
Хамтлагийн онолын үндэс
Борын постулатын дагуу тусгаарлагдсан атомд электроны энерги нь хатуу салангид утгыг авч болно (тэд мөн электрон тойрог замын аль нэгэнд байдаг гэж хэлдэг).
Хэд хэдэн атомыг нэгтгэсэн тохиолдолд химийн холбоо(жишээлбэл, молекул дахь) электрон орбиталууд атомын тоотой пропорциональ хэмжээгээр хуваагдаж, молекул орбитал гэж нэрлэгддэг. Цаашид систем нь макроскопийн талст (атомын тоо 10 20-оос дээш) болж нэмэгдэх тусам орбиталуудын тоо маш их болж, хөрш орбиталуудад байрлах электронуудын энергийн ялгаа маш бага болж, энерги түвшин нь бараг тасралтгүй салангид багцуудад хуваагддаг - эрчим хүчний бүсүүд. 0 К температурт бүх энергийн төлөвийг электронууд эзэлдэг хагас дамжуулагч ба диэлектрик дэх зөвшөөрөгдөх энергийн хамгийн өндөр зурвасыг валентийн зурвас гэж нэрлэдэг бөгөөд дараагийнх нь дамжуулалтын зурвас юм. Металлын хувьд дамжуулалтын зурвас нь электронууд 0 К температурт байрладаг хамгийн их зөвшөөрөгдөх зурвас юм.
Хамтлагийн онол нь дараах үндсэн тооцоолол дээр суурилдаг.
1. Хатуу нь төгс үечилсэн талст юм.
2. Зангилааны тэнцвэрийн байрлал болор тортогтмол, өөрөөр хэлбэл атомын цөмүүдийг хөдөлгөөнгүй гэж үздэг (адиабатын ойролцоо). Фонон гэж тодорхойлж болох тэнцвэрийн байрлалыг тойрсон атомуудын жижиг чичиргээ нь дараа нь электрон энергийн спектрийн гажиг гэж гарч ирдэг.
3. Олон электроны асуудлыг нэг электронтой болгож бууруулсан: өгөгдсөн электронд бусдын нөлөөллийг зарим нэг дундаж үечилсэн талбараар дүрсэлдэг.
Ферромагнетизм, хэт дамжуулалт, экситонууд үүрэг гүйцэтгэдэг зэрэг олон электрон үзэгдлүүдийг зурвасын онолын хүрээнд тууштай авч үзэх боломжгүй юм. Үүний зэрэгцээ онолын барилгын ажилд илүү ерөнхий хандлагатай хатууХамтлагийн онолын олон үр дүн нь анхны байр сууриас илүү өргөн хүрээтэй болох нь тогтоогдсон.
Фото дамжуулалт.
Фото дамжуулалт- шингээлтийн үед бодисын цахилгаан дамжуулах чанар өөрчлөгдөх үзэгдэл цахилгаан соронзон цацраг, үзэгдэх, хэт улаан туяа, хэт ягаан туяа эсвэл рентген цацраг гэх мэт.
Фото дамжуулалт нь хагас дамжуулагчийн шинж чанар юм. Хагас дамжуулагчийн цахилгаан дамжуулах чанар нь цэнэгийн тээвэрлэгч байхгүйгээс хязгаарлагддаг. Фотоныг шингээх үед электрон валентийн зурвасаас дамжуулалтын зурвас руу шилждэг. Үүний үр дүнд хос цэнэг тээвэрлэгч үүсдэг: дамжуулалтын зурвас дахь электрон ба валентын зурвас дахь нүх. Хагас дамжуулагч дээр хүчдэл хэрэглэх үед цэнэгийн тээвэрлэгч хоёулаа цахилгаан гүйдэл үүсгэдэг.
Өвөрмөц хагас дамжуулагч дахь фото дамжуулагчийг өдөөх үед фотоны энерги нь зурвасын зөрүүг давах ёстой. Нэмэлттэй хагас дамжуулагчийн хувьд фотоны шингээлт нь зурвасын завсарт байрлах түвшнээс шилжих шилжилтийг дагалдаж болох бөгөөд энэ нь гэрэл дамжуулах чадварыг үүсгэдэг гэрлийн долгионы уртыг нэмэгдүүлэх боломжийг олгодог. Энэ нөхцөл байдал нь хэт улаан туяаны цацрагийг илрүүлэхэд чухал ач холбогдолтой. Гэрэл дамжуулах чадвар өндөр байх нөхцөл нь шууд завсарлагатай хагас дамжуулагчд тохиолддог гэрлийн шингээлтийн өндөр түвшин юм.
Квантын үзэгдэл
37) Цөмийн бүтэц, цацраг идэвхт байдал
Атомын цөм- атомын төв хэсэг, түүний массын ихэнх хэсэг (99.9% -иас дээш) төвлөрсөн байдаг. Цөм нь эерэг цэнэгтэй, цөмийн цэнэгийг атомыг хуваарилсан химийн элементээр тодорхойлно. Төрөл бүрийн атомуудын цөмийн хэмжээ нь хэд хэдэн фемтометр бөгөөд энэ нь атомын хэмжээнээс 10 мянга дахин бага юм.
Цөм дэх протоны тоог түүний цэнэгийн дугаар гэж нэрлэдэг - энэ тоо нь хүснэгтэд байгаа атомын хамаарах элементийн атомын дугаартай тэнцүү байна ( Үелэх хүснэгтМенделеевийн элементүүд). Цөм дэх протоны тоо нь төвийг сахисан атомын электрон бүрхүүлийн бүтэц, улмаар харгалзах элементийн химийн шинж чанарыг тодорхойлдог. Цөм дэх нейтроны тоог түүний гэж нэрлэдэг изотопын тоо. -тэй цөм ижил тоопротон ба өөр өөр тооны нейтроныг изотоп гэж нэрлэдэг. Ижил тооны нейтронтой, харин өөр өөр протонтой цөмүүдийг изотон гэж нэрлэдэг. Изотоп ба изотон гэсэн нэр томьёо нь эдгээр цөмийг агуулсан атомуудад хамаарахаас гадна нэг химийн элементийн химийн бус сортуудыг тодорхойлоход хэрэглэгддэг. Бүрэн тоо хэмжээЦөм дэх нуклонуудыг түүний массын тоо () гэж нэрлэдэг бөгөөд ойролцоогоор тэнцүү байна дундаж жинүелэх системд заасан атом. Массын тоо ижил боловч өөр өөр протон-нейтроны найрлагатай нуклидыг ихэвчлэн изобар гэж нэрлэдэг.
Цацраг идэвхт задрал(лат. радиус"цацраг" ба үйлдэл"үр дүнтэй") - найрлага дахь аяндаа өөрчлөгдөх (цэнэг З, массын тоо А) эсвэл дотоод бүтэцэнгийн тоосонцор, гамма туяа ба/эсвэл цөмийн хэлтэрхий ялгаруулж тогтворгүй атомын цөм. Цацраг идэвхт задралын процессыг мөн нэрлэдэг цацраг идэвхит байдал, мөн харгалзах цөм (нуклид, изотоп ба химийн элементүүд) нь цацраг идэвхт бодис юм. Цацраг идэвхт цөм агуулсан бодисыг мөн цацраг идэвхт гэж нэрлэдэг.
Атомын давхаргууд эсвэл давхаргууд дахь электронуудын энергийн төлөв байдал, зохион байгуулалтыг квант тоо гэж нэрлэдэг дөрвөн тоогоор тодорхойлдог бөгөөд ихэвчлэн n, l, s, j гэсэн тэмдгээр тэмдэглэдэг; Квантын тоонууд нь тасалдалтай, эсвэл салангид шинж чанартай байдаг, өөрөөр хэлбэл тэд зөвхөн тусдаа, салангид, бүхэл тоо эсвэл хагас бүхэл тоонуудыг хүлээн авах боломжтой.
n, l, s, j квант тоонуудын хувьд дараахь зүйлийг анхаарч үзэх хэрэгтэй.
1. n квант тоог үндсэн гэж нэрлэдэг; энэ нь нэг электрон бүрхүүлийн нэг хэсэг болох бүх электронуудад нийтлэг байдаг; өөрөөр хэлбэл атомын электрон бүрхүүл бүр нь үндсэн квант тооны тодорхой утгатай тохирч байна, тухайлбал: K, L, M, N, O, P, Q электрон бүрхүүлүүдийн хувьд үндсэн квант тоо нь тэнцүү байна. 1, 2, 3, 4, 5, 6 тус тус ба 7. Нэг электрон атомын (устөрөгчийн атом) хувьд үндсэн квант тоо нь электроны тойрог замыг тодорхойлоход үйлчилдэг бөгөөд үүний зэрэгцээ хөдөлгөөнгүй төлөвт байгаа атом.
2. I квант тоог хоёрдогч буюу орбитал гэж нэрлэдэг ба атомын цөмийг тойрон эргэснээс үүсэх электроны өнцгийн импульсийг тодорхойлно. Хажуугийн квант тоо нь 0, 1, 2, 3, гэсэн утгатай байж болно. . . , ерөнхийдөө s, p, d, f, гэсэн тэмдгээр тэмдэглэнэ. . . Хажуу тал нь ижил квант тоотой электронууд нь дэд бүлгийг бүрдүүлдэг, эсвэл ихэвчлэн ярьдагчлан ижил энергийн дэд түвшинд байдаг.
3. Квантын тоо s-ийг ихэвчлэн эргэлтийн тоо гэж нэрлэдэг, учир нь энэ нь өөрийн эргэлтээс үүссэн электроны өнцгийн импульсийг (эргэлтийн өнцгийн импульс) тодорхойлдог.
4. j квант тоог дотоод гэж нэрлэх ба l ба s векторуудын нийлбэрээр тодорхойлогдоно.
Атом дахь электронуудын тархалт(атомын бүрхүүл) бас зарим байх ёстой ерөнхий заалтууд, үүнд та дараахийг зааж өгөх ёстой:
1. Паули зарчим, үүний дагуу атом нь бүх дөрвөн квант тооны ижил утгатай нэгээс олон электронтой байж болохгүй, өөрөөр хэлбэл нэг атом дахь хоёр электрон нь бие биенээсээ дор хаяж нэг квант тооны утгаараа ялгаатай байх ёстой. .
2. Атомын үндсэн төлөвт түүний бүх электронууд энергийн хамгийн бага түвшинд байх ёстой энергийн зарчим.
3. Бүрхүүл дэх электронуудын тооны (тоо) зарчим, үүний дагуу бүрхүүл дэх электронуудын хязгаарлагдмал тоо 2n 2-оос хэтрэхгүй байх ёстой бөгөөд энд n нь тухайн бүрхүүлийн үндсэн квант тоо юм. Хэрэв тодорхой бүрхүүл дэх электронуудын тоо хязгаарт хүрвэл бүрхүүл дүүрч, дараах элементүүдэд шинэ электрон бүрхүүл үүсч эхэлнэ.
Дээр дурдсан зүйлсийн дагуу доорх хүснэгтэд: 1) электрон бүрхүүлийн үсгийн тэмдэглэгээ; 2) үндсэн ба хоёрдогч квант тоонуудын харгалзах утгууд; 3) дэд бүлгүүдийн тэмдэг; 4) онолын хувьд тооцоолсон хамгийн их тооэлектронууд нь тусдаа дэд бүлгүүд болон бүхэлдээ бүрхүүлд байдаг. K, L, M бүрхүүлүүд дэх электронуудын тоо, тэдгээрийн дэд бүлгүүдийн хоорондын тархалт нь туршлагаар тодорхойлсон онолын тооцоололд бүрэн нийцэж байгааг тэмдэглэх нь зүйтэй боловч дараах бүрхүүлүүдэд мэдэгдэхүйц зөрүү ажиглагдаж байна: электронуудын тоо f дэд бүлэг нь зөвхөн N бүрхүүлд хязгаарлагдмал утгад хүрч, дараагийн бүрхүүлд буурч, дараа нь бүхэл бүтэн f дэд бүлэг алга болно.
|
Бүрхүүл |
||||||||||||||||||||||||||||
|
Дэд бүлэг |
||||||||||||||||||||||||||||
|
Дэд бүлгийн электронуудын тоо |
||||||||||||||||||||||||||||
|
Бүрхүүл дэх электронуудын тоо (2n 2) |
||||||||||||||||||||||||||||
Хүснэгтэд бүрхүүл дэх электронуудын тоо, тэдгээрийн тархалтыг дэд бүлгүүдэд харуулав химийн элементүүд, үүнд трансуран . Энэхүү хүснэгтийн тоон өгөгдлийг маш нарийн спектроскопийн судалгааны үр дүнд бий болгосон.
|
1-р үе |
||||||||
|
2-р үе |
||||||||
|
3-р үе |
||||||||
|
4-р үе |
||||||||
|
5-р үе |
||||||||
|
6-р үе |
||||||||
|
7-р үе |
||||||||
_______________
Мэдээллийн эх сурвалж:Физик, техникийн товч заавар / 1-р боть, - М.: 1960.
Хичээлийн сэдэв: "Атомын орбитал дахь электронуудын тархалт"
Зорилго: тойрог зам дахь электронуудын тархалтыг судлах
Боловсрол: хөгжил логик сэтгэлгээшалтгаан-үр дагаврын холбоо тогтоох замаар.
Боловсрол: электрон үүл, тойрог зам, атомын тойрог зам, орбиталуудын оршин тогтнох хэлбэр, тойрог замыг дүүргэх дүрэм гэх мэт ойлголтуудыг судлах.
Элементийн байрлал үечилсэн хүснэгттүүний шинж чанарыг тодорхойлдог, серийн дугаар - атомын цөмийн цэнэгийг харуулна, хугацааны дугаар - энергийн түвшний тоо, бүлгийн дугаар - сүүлийн энергийн түвшинд электроны тоо.
Электронууд энергийн түвшний дагуу цөмийн эргэн тойронд тархаж, тодорхой атомын тойрог замд хөдөлдөг.
Атомын орбитал нь атомын цөмийн цахилгаан талбарт электрон хамгийн их байх магадлалтай бүс юм.
ps дахь элементийн байрлал нь түүний орбиталуудын төрлийг тодорхойлдог бөгөөд тэдгээр нь хэлбэр, хэмжээгээрээ ялгаатай байдаг
s-орбитал
p-орбитал
d-орбитал
Эхний үеийн элементүүд нь нэг es орбиталаар тодорхойлогддог, 2-р үеийн элементүүдийн хувьд es орбитал дээр p орбитал нэмэгдэж, 3-р үеийн элементүүдийн хувьд d гарч ирдэг.
Түвшин ба дэд түвшинг электроноор дүүргэх дараалал.
I. Химийн элементийн атомын электрон томъёо нь дараах дарааллаар байна.
· Бид атом дахь электронуудын нийт тоог Д.И.Менделеевийн хүснэгтийн элементийн дугаараар тодорхойлно.
· Хугацааны дугаараар эрчим хүчний түвшний тоог тодорхойлох шаардлагатай;
· Түвшин нь дэд түвшний болон орбиталд хуваагдаж, тэдгээрийн дагуу электроноор дүүрдэг Хамгийн бага энергийн зарчим
· Тохиромжтой болгох үүднээс электронуудыг энергийн түвшинд N=2n2 томъёогоор хуваарилж, дараахь зүйлийг харгалзан үзэж болно.
1. элементүүд дээр үндсэн дэд бүлгүүд(s-; p-элементүүд) гадаад түвшний электронуудын тоо нь бүлгийн тоотой тэнцүү байна.
2. элементүүд дээр хажуугийн дэд бүлгүүдихэвчлэн гадаад түвшинд хоёр электрон (атомуудаас бусад). Cu, Ag, Au, Cr, Nb, Mo, Ru, Rh, энэ нь гадаад түвшинд нэг электрон, у Pdгадаад түвшинд тэг электрон);
3. эцсийн өмнөх түвшний электроны тоо нийт тооатом дахь электронууд нь бусад бүх түвшний электронуудын тоог хассан.
II. Электрон дүүргэх дараалал атомын орбиталуудтодорхойлсон:
1.Энергийн хамгийн бага зарчим
Эрчим хүчний хэмжүүр:
III. Химийн элементүүдийн гэр бүл.
Атомууд нь s-дэд түвшний электронуудаар дүүрсэн элементүүд гадаад s-элементүүд. Эдгээр нь эхнийх нь юм 2 үндсэн дэд бүлгүүдийг бүрдүүлдэг үе бүрийн элементүүд IТэгээд IIбүлгүүд.
Атомууд нь p-дэд түвшний электронуудаар дүүрсэн элементүүд гадаадэрчим хүчний түвшин гэж нэрлэдэг p-элементүүд. Эдгээр нь сүүлчийнх юм 6 үе бүрийн элементүүд (бусад IТэгээд VII), үндсэн дэд бүлгүүдийг бүрдүүлдэг III-VIIIбүлгүүд.
d дэд түвшнийг дүүргэсэн элементүүд хоёрдугаарттүвшингээс гадуур гэж нэрлэдэг d-элементүүд. Эдгээр нь оруулсан хэдэн арван жилийн элементүүд юм IV, V, VIүеүүд.
f-дэд түвшнийг дүүргэсэн элементүүд гурав дахьтүвшингээс гадуур гэж нэрлэдэг f-элементүүд. f элементүүдэд лантанид ба актинид орно.