การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม

อะตอมของคาร์บอนที่ไม่ได้รับการกระตุ้นสามารถสร้างพันธะโควาเลนต์ได้ 2 พันธะเนื่องจากการจับคู่อิเล็กตรอน และอีก 1 พันธะผ่านกลไกตัวรับผู้บริจาค ตัวอย่างของสารประกอบดังกล่าวคือคาร์บอนมอนอกไซด์ (II) ซึ่งมีสูตร CO และเรียกว่า คาร์บอนมอนอกไซด์. โครงสร้างของมันจะกล่าวถึงรายละเอียดเพิ่มเติมในหัวข้อ 2.1.2 อะตอมของคาร์บอนที่ถูกกระตุ้นนั้นมีเอกลักษณ์เฉพาะตัว: วงโคจรทั้งหมดของชั้นควอนตัมด้านนอกนั้นเต็มไปด้วยอิเล็กตรอนที่ไม่มีการจับคู่ กล่าวคือ มีจำนวนเวเลนซ์ออร์บิทัลและเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากัน คู่ที่เหมาะสมที่สุดคืออะตอมไฮโดรเจนซึ่งมีอิเล็กตรอนเพียงตัวเดียวในวงโคจรของมันเท่านั้น สิ่งนี้อธิบายความสามารถในการสร้างไฮโดรคาร์บอน อะตอมของคาร์บอนมีอิเล็กตรอนสี่ตัวที่ไม่ได้รับการจับคู่จึงสร้างพันธะเคมีสี่พันธะ: CH4, CF4, CO2 ในโมเลกุล สารประกอบอินทรีย์อะตอมของคาร์บอนอยู่ในสถานะตื่นเต้นอยู่เสมอ:
อะตอมไนโตรเจนไม่สามารถตื่นเต้นได้เพราะ ไม่มีวงโคจรอิสระในชั้นควอนตัมด้านนอก มันสร้างพันธะโควาเลนต์สามพันธะเนื่องจากการจับคู่อิเล็กตรอน:
เมื่อมีอิเล็กตรอนสองตัวที่ไม่ได้รับการจับคู่ในชั้นนอก อะตอมของออกซิเจนจะก่อให้เกิดพันธะโควาเลนต์สองตัว:
นีออน การกำหนดค่าอิเล็กทรอนิกส์ - 2s22р6 สัญลักษณ์ลูอิส: แผนภาพอิเล็กตรอนของชั้นควอนตัมด้านนอก:

สิ่งนี้ทำให้มีโอกาสที่จะสร้างพันธะโควาเลนต์ห้าพันธะในสารประกอบเช่น P2O5 และ H3PO4

อะตอมกำมะถันนี้สร้างพันธะเคมีหกพันธะในสารประกอบ SO3 และ H2SO4

ช่วงเวลาเริ่มต้นด้วยการกำหนดค่าอิเล็กตรอนโพแทสเซียม (19K): 1s22s22p63s23p64s1 หรือ 4s1 และแคลเซียม (20Ca): 1s22s22p63s23p64s2 หรือ 4s2 ดังนั้นตามกฎของ Klechkovsky หลังจาก p-orbitals ของ Ar ระดับย่อย 4s ภายนอกจะถูกเติมเต็มซึ่งมีพลังงานต่ำกว่าเพราะ วงโคจร 4s แทรกซึมเข้าไปใกล้กับนิวเคลียสมากขึ้น ระดับย่อย 3d ยังคงว่างเปล่า (3d0) เริ่มต้นจากสแกนเดียม ออร์บิทัลของระดับย่อย 3 มิติประกอบด้วย 10 องค์ประกอบ พวกเขาถูกเรียกว่า d-องค์ประกอบ

ตามหลักการของการเติมออร์บิทัลตามลำดับ อะตอมโครเมียมควรมีการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์เป็น 4s23d4 แต่มันแสดงอิเล็กตรอน "ก้าวกระโดด" ซึ่งประกอบด้วยการเปลี่ยนอิเล็กตรอน 4s ไปเป็นออร์บิทัล 3 มิติที่มีพลังงานใกล้เคียงกัน ( รูปที่ 11)

มีการทดลองพบว่าสถานะของอะตอมซึ่งมี p-, d-, f-orbitals เต็มครึ่งหนึ่ง (p3, d5, f7), สมบูรณ์ (p6, d10, f14) หรืออิสระ (p0, d0, f0) เพิ่มขึ้น ความมั่นคง ดังนั้น หากอะตอมขาดอิเล็กตรอนหนึ่งตัวก่อนที่ระดับย่อยจะเสร็จสมบูรณ์ครึ่งหนึ่ง จะเกิดการ "ก้าวกระโดด" ของอะตอมจากวงโคจรที่เต็มไปก่อนหน้านี้ (ในกรณีนี้คือ 4 วินาที)

ยกเว้น Cr และ Cu ธาตุทั้งหมดตั้งแต่ Ca ถึง Zn มีจำนวนอิเล็กตรอนในเปลือกนอกเท่ากัน - สองตัว สิ่งนี้จะอธิบายการเปลี่ยนแปลงคุณสมบัติในชุดของโลหะทรานซิชันค่อนข้างน้อย อย่างไรก็ตาม สำหรับองค์ประกอบที่ระบุไว้ ทั้งอิเล็กตรอน 4s ของอิเล็กตรอนด้านนอกและอิเล็กตรอน 3 มิติของระดับย่อยก่อนภายนอกเป็นเวเลนซ์อิเล็กตรอน (ยกเว้นอะตอมสังกะสี ซึ่งระดับพลังงานที่สามเสร็จสมบูรณ์แล้ว)

วงโคจรวงที่ 4 และ 4f ยังคงเป็นอิสระ แม้ว่าช่วงที่สี่จะเสร็จสิ้นแล้วก็ตาม

ช่วงที่ห้า

ลำดับของการเติมออร์บิทัลจะเหมือนกับในช่วงก่อนหน้า: ขั้นแรกให้เติมออร์บิทัล 5s ( 37บาท 5s1) จากนั้น 4d และ 5p ( 54Xe 5s24d105p6) วงโคจรของ 5s และ 4d นั้นอยู่ใกล้พลังงานมากขึ้น ดังนั้นองค์ประกอบ 4d ส่วนใหญ่ (Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag) จึงมีการเปลี่ยนอิเล็กตรอนจากระดับ 5s ไปเป็นระดับย่อย 4d

ช่วงที่หกและเจ็ด

ช่วงเวลาที่หกมีองค์ประกอบ 32 องค์ประกอบต่างจากครั้งก่อน ซีเซียมและแบเรียมเป็นธาตุ 6s สถานะที่เอื้ออำนวยทางพลังงานถัดไปคือ 6p, 4f และ 5d ตรงกันข้ามกับกฎของเคลชคอฟสกี้ ในแลนทานัมไม่ใช่ 4f แต่เป็นวงโคจร 5d ที่ถูกเติมเต็ม ( 57ล 6s25d1) อย่างไรก็ตาม สำหรับองค์ประกอบที่ตามมา ระดับย่อย 4f จะถูกเติม ( 58ซี 6s24f2) ซึ่งมีสถานะทางอิเล็กทรอนิกส์ที่เป็นไปได้สิบสี่สถานะ อะตอมตั้งแต่ซีเรียม (Ce) ถึงลูเทเซียม (Lu) เรียกว่าแลนทาไนด์ - สิ่งเหล่านี้คือองค์ประกอบ f ในชุดของแลนทาไนด์ บางครั้งเกิดการ "รั่ว" ของอิเล็กตรอน เช่นเดียวกับในชุดขององค์ประกอบ d เมื่อระดับย่อย 4f เสร็จสมบูรณ์ ระดับย่อย 5d (เก้าองค์ประกอบ) จะยังคงถูกเติมเต็มต่อไป และช่วงที่หกก็เหมือนกับช่วงอื่น ๆ ยกเว้นช่วงแรกที่จะเสร็จสมบูรณ์ด้วยองค์ประกอบ p หกองค์ประกอบ

ธาตุ 2 ตัวแรกในช่วงที่ 7 คือ แฟรนเซียมและเรเดียม ตามด้วยธาตุ 6d หนึ่งธาตุ แอกทิเนียม ( 89อ 7s26d1) แอกทิเนียมตามมาด้วยองค์ประกอบ 5f สิบสี่องค์ประกอบ - แอกติไนด์ แอกติไนด์ควรตามด้วยองค์ประกอบ 6d เก้าองค์ประกอบ และองค์ประกอบ p หกองค์ประกอบควรทำให้คาบสมบูรณ์ ช่วงที่เจ็ดยังไม่สมบูรณ์

รูปแบบที่พิจารณาของการก่อตัวของคาบของระบบโดยองค์ประกอบและการเติมออร์บิทัลของอะตอมด้วยอิเล็กตรอนแสดงให้เห็นถึงการพึ่งพาโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมเป็นระยะกับประจุของนิวเคลียส

ระยะเวลา เป็นชุดขององค์ประกอบที่จัดเรียงตามลำดับการเพิ่มประจุของนิวเคลียสของอะตอม และมีลักษณะเฉพาะด้วยค่าเดียวกันของจำนวนควอนตัมหลักของอิเล็กตรอนชั้นนอก เมื่อเริ่มงวดจะเต็มแล้ว ns - และในตอนท้าย - n.p. -orbitals (ยกเว้นช่วงแรก) องค์ประกอบเหล่านี้ประกอบด้วยกลุ่มย่อยหลักแปดกลุ่ม (A) ของระบบธาตุของ D.I. เมนเดเลเยฟ.

กลุ่มย่อยหลัก เป็นคอลเลกชัน องค์ประกอบทางเคมีตั้งอยู่ในแนวตั้งและมีจำนวนอิเล็กตรอนเท่ากันที่ระดับพลังงานภายนอก

ภายในระยะเวลานั้น เมื่อประจุของนิวเคลียสเพิ่มขึ้นและแรงดึงดูดของอิเล็กตรอนภายนอกที่เพิ่มขึ้นจากซ้ายไปขวา รัศมีของอะตอมก็ลดลง ซึ่งจะทำให้คุณสมบัติของโลหะลดลงและการเพิ่มขึ้นของคุณสมบัติที่ไม่ใช่- คุณสมบัติของโลหะ ด้านหลัง รัศมีอะตอมใช้ระยะทางที่คำนวณตามทฤษฎีจากนิวเคลียสถึงความหนาแน่นของอิเล็กตรอนสูงสุดของชั้นควอนตัมด้านนอก ในกลุ่มจากบนลงล่าง จำนวนระดับพลังงานจะเพิ่มขึ้น ส่งผลให้รัศมีอะตอมเพิ่มขึ้น ในขณะเดียวกัน คุณสมบัติของโลหะก็ได้รับการปรับปรุงให้ดีขึ้น คุณสมบัติที่สำคัญของอะตอมที่เปลี่ยนแปลงเป็นระยะขึ้นอยู่กับประจุของนิวเคลียสของอะตอมยังรวมถึงพลังงานไอออไนเซชันและความสัมพันธ์ของอิเล็กตรอนซึ่งจะกล่าวถึงในหัวข้อ 2.2

การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบคือการบันทึกการกระจายตัวของอิเล็กตรอนในอะตอมของธาตุนั้นผ่านเปลือก เปลือกย่อย และออร์บิทัล โดยทั่วไปการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์จะเขียนขึ้นสำหรับอะตอมที่อยู่ในสถานะกราวด์ การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมซึ่งมีอิเล็กตรอนตั้งแต่หนึ่งตัวขึ้นไปอยู่ในสถานะตื่นเต้นเรียกว่าการกำหนดค่าแบบตื่นเต้น ในการกำหนดการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์เฉพาะขององค์ประกอบในสถานะกราวด์ มีกฎสามข้อต่อไปนี้: กฎที่ 1: หลักการเติม ตามหลักการเติม อิเล็กตรอนในสถานะพื้นของอะตอมจะเติมออร์บิทัลตามลำดับระดับพลังงานของออร์บิทัลที่เพิ่มขึ้น วงโคจรพลังงานต่ำสุดจะถูกเติมก่อนเสมอ

ไฮโดรเจน; เลขอะตอม = 1; จำนวนอิเล็กตรอน = 1

อิเล็กตรอนเดี่ยวในอะตอมไฮโดรเจนนี้จะต้องครอบครองวงโคจร s ของเปลือก K เนื่องจากมีพลังงานต่ำที่สุดในบรรดาวงโคจรที่เป็นไปได้ทั้งหมด (ดูรูปที่ 1.21) อิเล็กตรอนในออร์บิทัลนี้เรียกว่า ls อิเล็กตรอน ไฮโดรเจนในสถานะพื้นมีการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์เป็น Is1

กฎข้อที่ 2: หลักการกีดกันของเปาลี. ตามหลักการนี้ วงโคจรใดๆ สามารถมีอิเล็กตรอนได้ไม่เกิน 2 ตัว และต่อเมื่อมีสปินตรงกันข้ามเท่านั้น (จำนวนสปินไม่เท่ากัน)

ลิเธียม; เลขอะตอม = 3; จำนวนอิเล็กตรอน = 3

วงโคจรพลังงานต่ำสุดคือวงโคจร 1s สามารถรับอิเล็กตรอนได้เพียงสองตัวเท่านั้น อิเล็กตรอนเหล่านี้จะต้องมีการหมุนไม่เท่ากัน หากเราแสดงว่าสปิน +1/2 โดยมีลูกศรชี้ขึ้น และหมุน -1/2 โดยมีลูกศรชี้ลง ดังนั้นอิเล็กตรอนสองตัวที่มีการหมุนตรงกันข้าม (ตรงกันข้ามขนานกัน) ในวงโคจรเดียวกันสามารถแสดงตามแผนผังด้วยสัญกรณ์ (รูปที่ 1.27) )

อิเล็กตรอนสองตัวที่มีการหมุนเท่ากัน (ขนาน) ไม่สามารถอยู่ในวงโคจรเดียวได้:

อิเล็กตรอนตัวที่สามในอะตอมลิเธียมจะต้องครอบครองวงโคจรถัดไปด้วยพลังงานจนถึงวงโคจรต่ำสุด กล่าวคือ 2b-ออร์บิทัล ดังนั้นลิเธียมจึงมีการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์เป็น Is22s1

กฎข้อที่ 3: กฎของฮุนด์. ตามกฎนี้ การเติมออร์บิทัลของเปลือกย่อยหนึ่งเริ่มต้นด้วยอิเล็กตรอนเดี่ยวที่มีการหมุนแบบขนาน (เครื่องหมายเท่ากับ) และหลังจากที่อิเล็กตรอนเดี่ยวเข้าครอบครองออร์บิทัลทั้งหมดเท่านั้นจึงจะสามารถเติมออร์บิทัลครั้งสุดท้ายด้วยคู่อิเล็กตรอนที่มีการหมุนตรงกันข้ามกัน

ไนโตรเจน; เลขอะตอม = 7; จำนวนอิเล็กตรอน = 7 ไนโตรเจนมีโครงสร้างอิเล็กตรอนเท่ากับ ls22s22p3 อิเล็กตรอน 3 ตัวที่อยู่บนเปลือกย่อย 2p จะต้องอยู่แยกกันในแต่ละวงโคจร 2p ทั้งสามวง ในกรณีนี้อิเล็กตรอนทั้งสามตัวจะต้องมีการหมุนแบบขนาน (รูปที่ 1.22)

ในตาราง รูปที่ 1.6 แสดงการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบที่มีเลขอะตอมตั้งแต่ 1 ถึง 20

ตารางที่ 1.6. การกำหนดค่าอิเล็กทรอนิกส์สถานะกราวด์สำหรับองค์ประกอบที่มีเลขอะตอม 1 ถึง 20

โครงสร้างของเปลือกอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมของธาตุในสี่ช่วงแรก: $s-$, $p-$ และ $d-$elements การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม สถานะพื้นดินและความตื่นเต้นของอะตอม

แนวคิดเรื่องอะตอมเกิดขึ้นในโลกยุคโบราณเพื่อแสดงถึงอนุภาคของสสาร แปลจากภาษากรีก อะตอม แปลว่า "แบ่งแยกไม่ได้"

อิเล็กตรอน

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

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

ทอมสันและเพอร์รินเชื่อมต่อขั้วของแหล่งกำเนิดกระแสด้วยสองขั้ว แผ่นโลหะ- แคโทดและแอโนดบัดกรีในหลอดแก้วเพื่อสูบอากาศออก เมื่อใช้แรงดันไฟฟ้าประมาณ 10,000 โวลต์บนแผ่นอิเล็กโทรด การปล่อยแสงจะแวบวับในหลอดและอนุภาคก็บินจากแคโทด (ขั้วลบ) ไปยังขั้วบวก (ขั้วบวก) ซึ่งนักวิทยาศาสตร์เรียกว่าครั้งแรก รังสีแคโทดแล้วพบว่าเป็นกระแสอิเล็กตรอน อิเล็กตรอนกระทบกับสสารพิเศษ เช่น สารบนหน้าจอทีวี ทำให้เกิดการเรืองแสง

สรุปได้ว่า: อิเล็กตรอนหลุดออกจากอะตอมของวัสดุที่ใช้สร้างแคโทด

สามารถรับอิเล็กตรอนอิสระหรือการไหลของพวกมันได้ด้วยวิธีอื่นเช่นโดยการให้ความร้อนกับลวดโลหะหรือโดยการส่องแสงบนโลหะที่เกิดจากองค์ประกอบของกลุ่มย่อยหลักของกลุ่ม I ของตารางธาตุ (เช่น ซีเซียม)

สถานะของอิเล็กตรอนในอะตอม

สถานะของอิเล็กตรอนในอะตอมเป็นที่เข้าใจกันว่าเป็นข้อมูลทั้งหมดเกี่ยวกับ พลังงานมีอิเล็กตรอนบางตัวเข้ามา ช่องว่างซึ่งมันตั้งอยู่. เรารู้อยู่แล้วว่าอิเล็กตรอนในอะตอมไม่มีวิถีการเคลื่อนที่ กล่าวคือ เราทำได้แต่พูดถึงเท่านั้น ความน่าจะเป็นตำแหน่งของมันในอวกาศรอบนิวเคลียส มันสามารถอยู่ในส่วนใดก็ได้ของพื้นที่รอบนิวเคลียส และชุดของตำแหน่งที่แตกต่างกันนั้นถือเป็นเมฆอิเล็กตรอนที่มีความหนาแน่นประจุลบที่แน่นอน หากเป็นไปได้ในการถ่ายภาพตำแหน่งของอิเล็กตรอนในอะตอมหลังจากหนึ่งในร้อยหรือหนึ่งในล้านของวินาที เช่นเดียวกับในการถ่ายภาพเสร็จสิ้น อิเล็กตรอนในภาพถ่ายดังกล่าวก็จะถูกแสดงเป็นจุด หากนำภาพถ่ายดังกล่าวมาซ้อนทับกันจำนวนนับไม่ถ้วน ผลลัพธ์ที่ได้จะเป็นภาพเมฆอิเล็กตรอนที่มี ความหนาแน่นสูงสุดโดยที่จุดเหล่านี้มีจำนวนมากที่สุด

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

พื้นที่รอบนิวเคลียสของอะตอมซึ่งมีแนวโน้มที่จะพบอิเล็กตรอนมากที่สุดเรียกว่าออร์บิทัล

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

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

จำนวนเต็ม $n$ ซึ่งแสดงถึงจำนวนระดับพลังงานเรียกว่าเลขควอนตัมหลัก

เป็นการแสดงลักษณะพลังงานของอิเล็กตรอนที่ครอบครองระดับพลังงานที่กำหนด อิเล็กตรอนระดับพลังงานแรกซึ่งอยู่ใกล้นิวเคลียสมากที่สุดจะมีพลังงานต่ำที่สุด เมื่อเปรียบเทียบกับอิเล็กตรอนในระดับแรก อิเล็กตรอนในระดับต่อมาจะมีพลังงานจำนวนมาก ดังนั้นอิเล็กตรอนในระดับชั้นนอกจึงเกาะติดกับนิวเคลียสของอะตอมอย่างแน่นหนาน้อยที่สุด

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

จำนวนอิเล็กตรอนที่มากที่สุดในระดับพลังงานถูกกำหนดโดยสูตร:

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

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

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

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

จำนวนควอนตัมหลัก ชนิดและจำนวนออร์บิทัล จำนวนอิเล็กตรอนสูงสุดในระดับย่อยและระดับ

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

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

นิวเคลียสของอะตอม

แต่ไม่เพียงแต่อิเล็กตรอนเท่านั้นที่เป็นส่วนหนึ่งของอะตอม นักฟิสิกส์ อองรี เบคเคอเรล ค้นพบว่าแร่ธาตุธรรมชาติที่มีเกลือยูเรเนียมยังปล่อยรังสีที่ไม่รู้จักออกมา เผยให้เห็นฟิล์มภาพถ่ายที่ถูกบังจากแสง ปรากฏการณ์นี้ถูกเรียกว่า กัมมันตภาพรังสี.

รังสีกัมมันตภาพรังสีมีสามประเภท:

1. $α$-rays ซึ่งประกอบด้วย $α$-อนุภาคที่มีประจุ $2$ มากกว่าประจุของอิเล็กตรอน แต่ด้วย สัญญาณบวกและมวลนั้นมากกว่ามวลของอะตอมไฮโดรเจนถึง 4$ เท่า
2. $β$-rays แสดงถึงการไหลของอิเล็กตรอน
3. $γ$-รังสีคือคลื่นแม่เหล็กไฟฟ้าที่มีมวลเล็กน้อยและไม่มีประจุไฟฟ้า

ดังนั้นอะตอมจึงมีโครงสร้างที่ซับซ้อน - ประกอบด้วยนิวเคลียสและอิเล็กตรอนที่มีประจุบวก

อะตอมมีโครงสร้างอย่างไร?

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

ด้วยการวางฉากกั้นไว้ด้านหน้าฟอยล์ รัทเทอร์ฟอร์ดสามารถตรวจจับได้แม้กระทั่งกรณีที่หายากเหล่านั้นเมื่ออนุภาค $α$ ซึ่งสะท้อนจากอะตอมทองคำ บินไปในทิศทางตรงกันข้าม

การคำนวณแสดงให้เห็นว่าปรากฏการณ์ที่สังเกตได้อาจเกิดขึ้นได้หากมวลทั้งหมดของอะตอมและประจุบวกทั้งหมดนั้นกระจุกตัวอยู่ในนิวเคลียสส่วนกลางเล็กๆ รัศมีของนิวเคลียสตามที่ปรากฏนั้นเล็กกว่ารัศมีของอะตอมทั้งหมด 100,000 เท่าซึ่งเป็นบริเวณที่มีอิเล็กตรอนซึ่งมีประจุลบอยู่ หากเราใช้การเปรียบเทียบเป็นรูปเป็นร่าง ปริมาตรทั้งหมดของอะตอมก็สามารถเปรียบได้กับสนามกีฬาในลุจนิกิ และนิวเคลียสก็สามารถเปรียบเสมือนลูกฟุตบอลที่อยู่ตรงกลางสนามได้

อะตอมขององค์ประกอบทางเคมีใดๆ ก็เทียบได้กับอะตอมเล็กๆ ระบบสุริยะ. ดังนั้นแบบจำลองอะตอมนี้ที่รัทเทอร์ฟอร์ดเสนอจึงเรียกว่าดาวเคราะห์

โปรตอนและนิวตรอน

ปรากฎว่าเล็กมาก นิวเคลียสของอะตอมซึ่งมวลทั้งหมดของอะตอมมีความเข้มข้นประกอบด้วยอนุภาคสองประเภท - โปรตอนและนิวตรอน

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

โปรตอนและนิวตรอนรวมกันเรียกว่า นิวเคลียส(ตั้งแต่ lat. นิวเคลียส- แกน)

ผลรวมของจำนวนโปรตอนและนิวตรอนในอะตอมเรียกว่า เลขมวล. ตัวอย่างเช่น เลขมวลของอะตอมอะลูมิเนียมคือ:

เนื่องจากมวลของอิเล็กตรอนซึ่งมีขนาดเล็กมากสามารถถูกละเลยได้ จึงเห็นได้ชัดว่ามวลทั้งหมดของอะตอมกระจุกตัวอยู่ในนิวเคลียส อิเล็กตรอนถูกกำหนดไว้ดังนี้: $e↖(-)$

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

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

ตัวอย่างเช่น จำนวนนิวตรอนในอะตอมของเหล็กคือ:

$56 – 26 = 30$.

ตารางแสดงลักษณะสำคัญของอนุภาคมูลฐาน

ลักษณะพื้นฐานของอนุภาคมูลฐาน

ไอโซโทป

อะตอมของธาตุชนิดเดียวกันที่มีประจุนิวเคลียร์เท่ากันแต่มีมวลต่างกันเรียกว่าไอโซโทป

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

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

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

$↖(35)↙(17)(Cl)$ และ $↖(37)↙(17)(Cl)$

คุณสมบัติทางเคมีของไอโซโทปของคลอรีนเหมือนกันทุกประการ เช่นเดียวกับไอโซโทปขององค์ประกอบทางเคมีส่วนใหญ่ เช่น โพแทสเซียม อาร์กอน:

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

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

ตอนนี้เราสามารถให้คำจำกัดความที่ทันสมัย ​​เข้มงวดยิ่งขึ้นและเป็นวิทยาศาสตร์ขององค์ประกอบทางเคมีได้

องค์ประกอบทางเคมีคือกลุ่มของอะตอมที่มีประจุนิวเคลียร์เท่ากัน

โครงสร้างของเปลือกอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมของธาตุในสี่ช่วงแรก

ลองพิจารณาการแสดงการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมขององค์ประกอบตามช่วงเวลาของระบบ D.I. Mendeleev

องค์ประกอบของยุคแรก

แผนภาพโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมแสดงการกระจายตัวของอิเล็กตรอนผ่านชั้นอิเล็กทรอนิกส์ (ระดับพลังงาน)

สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมแสดงการกระจายตัวของอิเล็กตรอนตามระดับพลังงานและระดับย่อย

สูตรอิเล็กทรอนิกส์แบบกราฟิกของอะตอมแสดงการกระจายตัวของอิเล็กตรอนไม่เพียงแต่ข้ามระดับและระดับย่อยเท่านั้น แต่ยังรวมถึงวงโคจรด้วย

ในอะตอมฮีเลียม ชั้นอิเล็กตรอนชั้นแรกจะเสร็จสมบูรณ์ โดยประกอบด้วยอิเล็กตรอนมูลค่า 2$

ไฮโดรเจนและฮีเลียมเป็นองค์ประกอบ $s$ โดยที่ $s$ วงโคจรของอะตอมเหล่านี้เต็มไปด้วยอิเล็กตรอน

องค์ประกอบของช่วงที่สอง

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

ในอะตอมนีออน ชั้นอิเล็กตรอนชั้นที่ 2 เสร็จสมบูรณ์ ประกอบด้วยอิเล็กตรอน 8$

องค์ประกอบของยุคที่สาม

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

โครงสร้างของเปลือกอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมของธาตุในยุคที่สาม

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

ในอะลูมิเนียมและองค์ประกอบต่อมา ระดับย่อย $3d$ จะเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน

$↙(18)(Ar)$ อาร์กอน

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

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

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

$s-$ และ $p$ -องค์ประกอบรูปร่าง กลุ่มย่อยหลักในตารางธาตุ

องค์ประกอบของยุคที่สี่

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

1. ให้เราแสดงสูตรอิเล็กทรอนิกส์เชิงกราฟิกทั่วไปของอาร์กอนดังนี้: $Ar$;
2. เราจะไม่พรรณนาถึงระดับย่อยที่ไม่ได้เต็มไปด้วยอะตอมเหล่านี้

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

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

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

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

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

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

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

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

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

$4f$ -องค์ประกอบเรียกว่า แลนทาไนด์

$5f$ -องค์ประกอบเรียกว่า แอกติไนด์

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

องค์ประกอบทั้งหมดตามที่คุณเข้าใจแล้วนั้นขึ้นอยู่กับระดับย่อยของอะตอมที่เต็มไปด้วยอิเล็กตรอนจะแบ่งออกเป็นสี่ตระกูลอิเล็กตรอนหรือบล็อก:

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

การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม สถานะพื้นดินและความตื่นเต้นของอะตอม

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

หากมีอิเล็กตรอนหนึ่งตัวอยู่ในวงโคจรจะเรียกว่า ไม่ได้จับคู่ถ้าสองก็นี่ อิเล็กตรอนที่จับคู่, เช่น. อิเล็กตรอนที่มีการหมุนตรงข้ามกัน

รูปนี้แสดงแผนภาพการแบ่งระดับพลังงานออกเป็นระดับย่อย

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

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

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

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

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

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

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

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

$↙(11)นา 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,

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

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

บางครั้งในแผนภาพที่แสดงการกระจายตัวของอิเล็กตรอนในอะตอม จะแสดงเฉพาะจำนวนอิเล็กตรอนในแต่ละระดับพลังงานเท่านั้น กล่าวคือ เขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์แบบย่อของอะตอมขององค์ประกอบทางเคมี ตรงกันข้ามกับสูตรอิเล็กทรอนิกส์แบบเต็มที่ให้ไว้ข้างต้น ตัวอย่างเช่น:

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

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

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

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

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

บ่อยครั้งที่โครงสร้างของเปลือกอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมถูกแสดงโดยใช้พลังงานหรือเซลล์ควอนตัม - สิ่งที่เรียกว่า สูตรอิเล็กทรอนิกส์กราฟิก. สำหรับการใช้งานการบันทึกครั้งนี้ การกำหนดดังต่อไปนี้: แต่ละเซลล์ควอนตัมถูกกำหนดโดยเซลล์ที่สอดคล้องกับหนึ่งออร์บิทัล อิเล็กตรอนแต่ละตัวจะถูกระบุด้วยลูกศรที่สอดคล้องกับทิศทางการหมุน เมื่อเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์แบบกราฟิก คุณควรจำกฎสองข้อ: หลักการของเปาลีตามที่เซลล์หนึ่งเซลล์ (ออร์บิทัล) สามารถมีอิเล็กตรอนได้ไม่เกินสองตัว แต่มีการหมุนแบบตรงข้ามกันและ กฎของเอฟฮุนด์โดยที่อิเล็กตรอนจะครอบครองเซลล์อิสระทีละเซลล์ก่อนและมีค่าการหมุนเท่ากัน จากนั้นจึงจับคู่กัน แต่การหมุนตามหลักการของเพาลีจะอยู่ไปในทิศทางตรงกันข้าม

การบรรยายครั้งที่ 2. การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบ

ในตอนท้ายของการบรรยายครั้งสุดท้าย ตามกฎของ Klechkovsky เราได้สร้างลำดับของการเติมระดับย่อยพลังงานด้วยอิเล็กตรอน

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 5d1 4f14 5d9 6p6 7s2 6d1 5f14 6d9 7p6 …

เรียกว่าการกระจายตัวของอิเล็กตรอนของอะตอมข้ามระดับย่อยของพลังงาน การกำหนดค่าอิเล็กทรอนิกส์ประการแรก เมื่อดูที่แถวการเติม จะมีรูปแบบช่วงเวลาหนึ่งที่ดึงดูดสายตา

การเติมออร์บิทัลพลังงานด้วยอิเล็กตรอนในสถานะพื้นของอะตอมเป็นไปตามหลักการของพลังงานน้อยที่สุด ประการแรก ออร์บิทัลที่อยู่ต่ำที่ดีกว่าจะถูกเติมเต็ม จากนั้นจึงเติมออร์บิทัลที่อยู่สูงขึ้นตามลำดับตามลำดับการเติม

มาวิเคราะห์ลำดับการเติมกัน

หากอะตอมมีอิเล็กตรอน 1 ตัวพอดี มันจะตกลงไปอยู่ใน 1s-AO (AO – วงโคจรของอะตอม) ที่อยู่ต่ำที่สุด ดังนั้น ผลลัพธ์ที่ได้คือการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ด้วยสัญลักษณ์ 1s1 หรือแบบกราฟิก (ดูด้านล่าง - ลูกศรในสี่เหลี่ยมจัตุรัส)

ไม่ใช่เรื่องยากที่จะเข้าใจว่าหากมีอิเล็กตรอนมากกว่าหนึ่งตัวในอะตอม พวกมันจะครอบครอง 1 วินาทีแรก จากนั้น 2 วินาทีตามลำดับ และสุดท้ายจะเคลื่อนไปยังระดับย่อย 2p อย่างไรก็ตาม สำหรับอิเล็กตรอนหกตัว (อะตอมของคาร์บอนในสถานะพื้น) มีความเป็นไปได้สองประการเกิดขึ้น: การเติมระดับย่อย 2p ด้วยอิเล็กตรอนสองตัวที่มีการหมุนเท่ากันหรือด้วยอิเล็กตรอนที่ตรงกันข้าม

ลองเปรียบเทียบง่ายๆ: สมมติว่าออร์บิทัลของอะตอมเป็น "ห้อง" สำหรับ "ผู้เช่า" ซึ่งเล่นโดยอิเล็กตรอน เป็นที่ทราบกันดีจากการปฏิบัติว่าผู้พักอาศัยชอบที่จะอยู่แต่ละห้องแยกกัน หากเป็นไปได้ แทนที่จะรวมกลุ่มกันรวมกันเป็นห้องเดียว

พฤติกรรมที่คล้ายกันนี้เป็นเรื่องปกติสำหรับอิเล็กตรอน ซึ่งสะท้อนให้เห็นในกฎของ Hund:

กฎของฮุนด์: สถานะเสถียรของอะตอมสอดคล้องกับการกระจายตัวของอิเล็กตรอนภายในระดับย่อยพลังงานซึ่งมีการหมุนทั้งหมดสูงสุด

สถานะของอะตอมที่มีพลังงานน้อยที่สุดเรียกว่าสถานะพื้นดิน และสถานะที่เหลือทั้งหมดเรียกว่าสถานะตื่นเต้นของอะตอม

การบรรยายครั้งที่ 2. การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์

อะตอมของธาตุคาบ I และ II

จากนั้น ตามกฎของ Hund สำหรับไนโตรเจน สถานะพื้นจะถือว่ามี p-อิเล็กตรอนที่ไม่ถูกจับคู่สามตัว (การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ ...2p3) ในอะตอมของออกซิเจน ฟลูออรีน และนีออน อิเล็กตรอนจะถูกจับคู่ตามลำดับและระดับย่อย 2p จะถูกเติมเต็ม

โปรดทราบว่าช่วงที่สาม ตารางธาตุอะตอมโซเดียมเริ่มต้นขึ้น

การกำหนดค่าที่ (11 Na ... 3s1) คล้ายกับการกำหนดค่าของลิเธียมมาก (3 Li ... 2s1)

ยกเว้นว่าจำนวนควอนตัมหลัก n คือสาม ไม่ใช่สอง

การเติมระดับย่อยพลังงานด้วยอิเล็กตรอนในอะตอมขององค์ประกอบของคาบ III นั้นเหมือนกับการสังเกตสำหรับองค์ประกอบของคาบ II ทุกประการ: อะตอมแมกนีเซียมเติมระดับย่อย 3s เสร็จสมบูรณ์ จากนั้นจากอะลูมิเนียมไปจนถึงอาร์กอนอิเล็กตรอนจะถูกวางอย่างต่อเนื่องบน 3p ระดับย่อยตามกฎของ Hund: ขั้นแรก อิเล็กตรอนแต่ละตัวจะถูกวางไว้บน AO (Al, Si, P) จากนั้นจึงจับคู่กัน

อะตอมของธาตุในยุคที่สาม

การบรรยายครั้งที่ 2. การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์

ช่วงที่สี่ของตารางธาตุเริ่มต้นด้วยการเติมระดับย่อย 4s ในอะตอมโพแทสเซียมและแคลเซียมด้วยอิเล็กตรอน ดังต่อไปนี้จากลำดับการเติม ต่อไปก็ถึงรอบของวงโคจร 3 มิติ

ดังนั้น เราสามารถสรุปได้ว่าการเติม d-AO ด้วยอิเล็กตรอนจะ "ล่าช้า" ไป 1 คาบ: ในช่วง IV จะมีการเติม d-sublevels 3(!)

ดังนั้น จาก Sc ถึง Zn ระดับย่อย 3d จะเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน (10 อิเล็กตรอน) จากนั้นจาก Ga ถึง Kr ระดับย่อย 4p จะถูกเติมเต็ม

อะตอมของธาตุในยุคที่ 4

การเติมระดับย่อยพลังงานในอะตอมขององค์ประกอบคาบ V ด้วยอิเล็กตรอนนั้นคล้ายคลึงกับการสังเกตสำหรับองค์ประกอบคาบ IV ทุกประการ

(แยกมันออกไปเอง)

ในช่วงที่หก ระดับย่อย 6s จะเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน (อะตอม 55 Cs และ

56 Ba) แล้วอิเล็กตรอนหนึ่งตัวอยู่ในวงโคจร 5d ของแลนทานัม (57 La 6s2 5d1)

สำหรับ 14 องค์ประกอบถัดไป (จาก 58 ถึง 71) ระดับย่อย 4f จะถูกเติมเต็ม เช่น การเติม f-orbitals จะ "ล่าช้า" 2 คาบ ในขณะที่อิเล็กตรอนที่ระดับย่อย 5d ยังคงอยู่ ตัวอย่างเช่น เราควรเขียนการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของซีเรียม

58 ซีอี 6s2 5d 1 4 f 1

เริ่มต้นจากองค์ประกอบ 72 (72 Hf) และสูงถึง 80 (80 Hg) ระดับย่อย 5d จะถูก "เติม"

ดังนั้น การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของแฮฟเนียมและปรอทจึงมีรูปแบบ

72 Hf 6s2 5d 1 4 f 14 5d 1 หรือรายการ 72 Hf 6s2 4 f 14 5d 2 80 Hg 6s2 5d 1 4 f 14 5d 9 หรือ 80 Hg 6s2 4 f 14 5d 10 เป็นที่ยอมรับ

การบรรยายครั้งที่ 2. การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์

ในทำนองเดียวกัน อิเล็กตรอนจะเติมพลังงานในระดับย่อยในอะตอม องค์ประกอบที่ 7ระยะเวลา.

การกำหนดหมายเลขควอนตัมจากการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์

ตัวเลขควอนตัมคืออะไร ปรากฏอย่างไร และเหตุใดจึงจำเป็น - ดูบทบรรยายที่ 1

ให้ไว้: บันทึกการกำหนดค่าอิเล็กทรอนิกส์ "3p 4"

หมายเลขควอนตัมหลัก n คือตัวเลขตัวแรกในสัญลักษณ์ กล่าวคือ "3". n = 3 "3 p4", เลขควอนตัมหลัก

เลขควอนตัมด้านข้าง (ออร์บิทัล, อะซิมุธาล) l ถูกเข้ารหัสโดยการกำหนดตัวอักษรของระดับย่อย ตัวอักษร p สอดคล้องกับตัวเลข l = 1

รูปร่างเมฆ

ล. = 1 "3p 4",

"ดัมเบล"

การกระจายตัวของอิเล็กตรอนภายในระดับย่อยตามหลักการของเพาลีและกฎของฮุนด์

m Є [-1;+1] – วงโคจรเหมือนกัน (เสื่อมลง) ในพลังงานn = 3, l = 1, m Є [-1;+1] (m = -1); ส = + ½

n = 3, l = 1, ม. Є [-1;+1] (m = 0); s = + ½n = 3, l = 1, ม. Є [-1;+1] (m = +1); s = + ½ n = 3, l = 1, ม. Є [-1;+1] (m = -1); ส = - ½

ระดับเวเลนซ์และเวเลนซ์อิเล็กตรอน

ระดับวาเลนซ์คือชุดของระดับย่อยพลังงานที่มีส่วนร่วมในการก่อตัวของพันธะเคมีกับอะตอมอื่น

อิเล็กตรอนที่อยู่ในระดับเวเลนซ์เรียกว่าเวเลนซ์อิเล็กตรอน

องค์ประกอบ PSHE แบ่งออกเป็น 4 กลุ่ม

s-องค์ประกอบ เวเลนซ์อิเล็กตรอน ns x พบองค์ประกอบ s สองรายการในตอนต้นของแต่ละช่วงเวลา

p-องค์ประกอบ วาเลนซ์อิเล็กตรอน ns 2 np x องค์ประกอบ p หกองค์ประกอบอยู่ที่ส่วนท้ายของแต่ละช่วงเวลา (ยกเว้นองค์ประกอบที่หนึ่งและที่เจ็ด)

การบรรยายครั้งที่ 2. การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์

d-องค์ประกอบ เวเลนซ์อิเล็กตรอน ns 2 (n-1)d x องค์ประกอบ d สิบองค์ประกอบก่อตัวเป็นกลุ่มย่อยรอง เริ่มตั้งแต่ช่วงที่ 4 และตั้งอยู่ระหว่างองค์ประกอบ s- และ p

ฉ -องค์ประกอบ เวเลนซ์อิเล็กตรอน ns 2 (n-1)d 1 (n-2)f x . ธาตุ f สิบสี่องค์ประกอบประกอบกันเป็นอนุกรมแลนทาไนด์ (4f) และแอคติไนด์ (5f) ซึ่งอยู่ใต้ตาราง

อะนาล็อกอิเล็กทรอนิกส์- สิ่งเหล่านี้คืออนุภาคที่มีลักษณะเฉพาะด้วยการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ที่คล้ายกันเช่น การกระจายตัวของอิเล็กตรอนในระดับย่อย

ตัวอย่างเช่น

เอช 1s1 ลี … 2s1 นา … 3s1 เค … 4s1

อะนาล็อกอิเล็กทรอนิกส์มีการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ที่คล้ายกันดังนั้นจึงเป็นเช่นนั้น คุณสมบัติทางเคมีมีความคล้ายคลึงกัน - และอยู่ในตารางธาตุในกลุ่มย่อยเดียวกัน

"ความล้มเหลว" ทางอิเล็กทรอนิกส์ (หรือ "สลิปอิเล็กทรอนิกส์")

กลศาสตร์ควอนตัมทำนายว่าสถานะของอนุภาคจะมีพลังงานต่ำที่สุดเมื่อทุกระดับเต็มไปด้วยอิเล็กตรอนทั้งหมดหรือครึ่งหนึ่ง

นั่นเป็นเหตุผล สำหรับองค์ประกอบกลุ่มย่อยโครเมียม(Cr, Mo, W, Sg) และ องค์ประกอบของกลุ่มย่อยทองแดง(Cu, Ag, Au) มีการเคลื่อนที่ของอิเล็กตรอน 1 ตัว cs - ไปที่ระดับย่อย d

24 Cr 4s2 3d4 24 Cr 4s1 3d5 29 ลูกบาศ์ก 4s2 3d9 29 ลูกบาศ์ก 4s1 3d10

ปรากฏการณ์นี้เรียกว่า "ความล้มเหลว" ทางอิเล็กทรอนิกส์และควรจดจำไว้

ปรากฏการณ์ที่คล้ายกันนี้เป็นเรื่องปกติสำหรับองค์ประกอบ f แต่เคมีขององค์ประกอบเหล่านี้อยู่นอกเหนือขอบเขตของหลักสูตรของเรา

โปรดทราบ: สำหรับองค์ประกอบ p จะไม่มีการสังเกตการจุ่มอิเล็กตรอน!

โดยสรุป ควรสรุปได้ว่าจำนวนอิเล็กตรอนในอะตอมถูกกำหนดโดยองค์ประกอบของนิวเคลียสของมัน และการกระจายตัวของพวกมัน (การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์) ถูกกำหนดโดยชุดต่างๆ

การบรรยายครั้งที่ 2. การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์

ตัวเลขควอนตัม ในทางกลับกัน การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์จะกำหนดคุณสมบัติทางเคมีขององค์ประกอบ

ดังนั้นจึงเห็นได้ชัดเจนว่าคุณสมบัติของสารเชิงเดี่ยวและคุณสมบัติของสารประกอบ

องค์ประกอบต่างๆ จะขึ้นอยู่กับขนาดของประจุนิวเคลียร์เป็นระยะๆ

อะตอม (หมายเลขซีเรียล)

กฎหมายเป็นระยะ

คุณสมบัติพื้นฐานของอะตอมของธาตุ

1. รัศมีอะตอม - ระยะห่างจากศูนย์กลางของนิวเคลียสถึงระดับพลังงานภายนอก ใน

คาบเมื่อประจุของนิวเคลียสเพิ่มขึ้น รัศมีของอะตอมจะลดลง ในกลุ่ม,

ในทางตรงกันข้าม เมื่อจำนวนระดับพลังงานเพิ่มขึ้น รัศมีของอะตอมก็จะเพิ่มขึ้น

ดังนั้นในซีรีย์ O2-, F-, Ne, Na+, Mg2+ - รัศมีของอนุภาคจะลดลงแม้ว่าการกำหนดค่าจะเหมือนกัน 1s2 2s2 2p6

สำหรับอโลหะ เราพูดถึงรัศมีโควาเลนต์ สำหรับโลหะ เกี่ยวกับรัศมีโลหะ สำหรับไอออน เกี่ยวกับรัศมีไอออนิก

2. ศักย์ไอออไนเซชันคือพลังงานที่ต้องใช้ในการแยกออกจากอะตอม 1

อิเล็กตรอน. ตามหลักการของพลังงานต่ำสุด อิเล็กตรอนที่อยู่ในตำแหน่งสุดท้าย (สำหรับธาตุ s และ p) และอิเล็กตรอนของระดับพลังงานภายนอก (สำหรับธาตุ d และ f) จะถูกกำจัดออกก่อน

ในคาบหนึ่ง เมื่อประจุของนิวเคลียสเพิ่มขึ้น ศักยภาพไอออไนเซชันจะเพิ่มขึ้น - เมื่อเริ่มคาบนั้น โลหะอัลคาไลที่มีศักยภาพไอออไนเซชันต่ำเมื่อสิ้นสุดช่วงเวลา - ก๊าซเฉื่อย ในกลุ่ม ศักยภาพในการแตกตัวเป็นไอออนอ่อนลง

พลังงานไอออไนเซชัน, eV

การเติมออร์บิทัลในอะตอมที่ไม่ตื่นเต้นจะดำเนินการในลักษณะที่พลังงานของอะตอมมีน้อยที่สุด (หลักการของพลังงานขั้นต่ำ) ขั้นแรก ออร์บิทัลของระดับพลังงานแรกจะถูกเติมเต็ม จากนั้นครั้งที่สอง และออร์บิทัลของระดับย่อย s จะถูกเติมเข้าไปก่อนเท่านั้น จากนั้นจึงเติมออร์บิทัลของระดับย่อย p เท่านั้น ในปี 1925 นักฟิสิกส์ชาวสวิส ดับบลิว เพาลี ได้ก่อตั้งหลักการพื้นฐานของกลศาสตร์ควอนตัมของวิทยาศาสตร์ธรรมชาติ (หลักการของเพาลี หรือที่เรียกว่า หลักการกีดกัน หรือ หลักการกีดกัน) ตามหลักการของเปาลี:

อะตอมไม่สามารถมีอิเล็กตรอนสองตัวที่มีเลขควอนตัมทั้งสี่ชุดเดียวกันได้

ไฮโดรเจนและฮีเลียม

ลิเธียม

เบริลเลียม

1s 2 2s 2 (สถานะกราวด์) + hν→ 1s 2 2s 1 2p 1 (สถานะตื่นเต้น)

การเปรียบเทียบพื้นดินและสภาวะตื่นเต้นของอะตอมเบริลเลียมแสดงให้เห็นว่ามีจำนวนอิเล็กตรอนที่ไม่จับคู่ต่างกัน ในสถานะพื้นดินของอะตอมเบริลเลียมไม่มีอิเล็กตรอนที่ไม่จับคู่ แต่ในสถานะตื่นเต้นมีอิเล็กตรอนสองตัว แม้ว่าอะตอมจะตื่นเต้นก็ตาม โดยหลักการแล้ว อิเล็กตรอนใดๆ จากออร์บิทัลพลังงานต่ำสามารถเคลื่อนที่ไปยังออร์บิทัลที่สูงกว่าได้ เพื่อประกอบการพิจารณา กระบวนการทางเคมีเฉพาะการเปลี่ยนแปลงระหว่างระดับย่อยพลังงานที่มีพลังงานใกล้เคียงกันเท่านั้นที่มีนัยสำคัญ

โดยมีคำอธิบายดังต่อไปนี้ เมื่อมีพันธะเคมีเกิดขึ้น พลังงานจะถูกปล่อยออกมาเสมอ กล่าวคือ การรวมกันของสองอะตอมจะเข้าสู่สถานะที่มีพลังมากขึ้น กระบวนการกระตุ้นต้องใช้พลังงาน เมื่อจับคู่อิเล็กตรอนภายในระดับพลังงานเดียวกัน ค่าใช้จ่ายในการกระตุ้นจะถูกชดเชยด้วยการก่อตัวของพันธะเคมี เมื่อจับคู่อิเล็กตรอนภายใน ระดับที่แตกต่างกันค่าใช้จ่ายในการกระตุ้นนั้นสูงมากจนไม่สามารถชดเชยได้ด้วยการก่อตัวของพันธะเคมี ในกรณีที่ไม่มีคู่ครองเมื่อใดก็ตามที่เป็นไปได้ ปฏิกิริยาเคมีอะตอมที่ตื่นเต้นจะปล่อยพลังงานควอนตัมและกลับสู่สถานะพื้น - กระบวนการนี้เรียกว่าการผ่อนคลาย

บ

การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมขององค์ประกอบของคาบที่ 3 ของตารางธาตุจะอยู่ในระดับหนึ่งที่คล้ายคลึงกับที่ให้ไว้ข้างต้น (ตัวห้อยระบุเลขอะตอม):

11 นา 3ส 1
12 มก. 3 วินาที 2
13 อัล 3ส 2 3พี 1
14 ศรี 2s 2 2p2
15P 2s 2 3p 3

อย่างไรก็ตาม การเปรียบเทียบยังไม่สมบูรณ์ เนื่องจากระดับพลังงานที่สามถูกแบ่งออกเป็นสามระดับย่อย และองค์ประกอบทั้งหมดที่อยู่ในรายการมีออร์บิทัลว่างซึ่งอิเล็กตรอนสามารถถ่ายโอนได้เมื่อถูกกระตุ้น ทำให้เกิดความหลากหลายมากขึ้น นี่เป็นสิ่งสำคัญอย่างยิ่งสำหรับองค์ประกอบต่างๆ เช่น ฟอสฟอรัส ซัลเฟอร์ และคลอรีน

จำนวนอิเล็กตรอนที่ไม่มีคู่สูงสุดในอะตอมฟอสฟอรัสสามารถเข้าถึงได้ห้า:

สิ่งนี้อธิบายความเป็นไปได้ของการมีอยู่ของสารประกอบโดยค่าความจุของฟอสฟอรัสเท่ากับ 5 อะตอมไนโตรเจนซึ่งมีการกำหนดค่าเวเลนซ์อิเล็กตรอนในสถานะพื้นเหมือนกับอะตอมฟอสฟอรัส ไม่สามารถสร้างพันธะโควาเลนต์ได้ห้าพันธะ

สถานการณ์ที่คล้ายกันนี้เกิดขึ้นเมื่อเปรียบเทียบความจุความจุของออกซิเจนและซัลเฟอร์ ฟลูออรีน และคลอรีน การจับคู่อิเล็กตรอนในอะตอมกำมะถันส่งผลให้มีอิเล็กตรอนที่ไม่ได้รับการจับคู่หกตัว:

3s 2 3p 4 (สถานะกราวด์) → 3s 1 3p 3 3d 2 (สถานะตื่นเต้น)

ซึ่งสอดคล้องกับสถานะหกวาเลนซ์ ซึ่งออกซิเจนไม่สามารถบรรลุได้ ความจุสูงสุดของไนโตรเจน (4) และออกซิเจน (3) จำเป็นต้องมีคำอธิบายโดยละเอียดเพิ่มเติม ซึ่งจะแจ้งให้ทราบในภายหลัง

ความจุสูงสุดของคลอรีนคือ 7 ซึ่งสอดคล้องกับการกำหนดค่าของสถานะตื่นเต้นของอะตอม 3s 1 3p 3 d 3

การปรากฏตัวของวงโคจร 3 มิติที่ว่างในทุกองค์ประกอบของช่วงที่สามนั้นอธิบายได้จากข้อเท็จจริงที่ว่าเริ่มต้นจากระดับพลังงานที่ 3 การทับซ้อนกันบางส่วนของระดับย่อยของระดับต่าง ๆ เกิดขึ้นเมื่อเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน ดังนั้นระดับย่อย 3d จะเริ่มเติมหลังจากเติมระดับย่อย 4s แล้วเท่านั้น พลังงานสำรองของอิเล็กตรอนในออร์บิทัลอะตอมของระดับย่อยต่าง ๆ และด้วยเหตุนี้ลำดับการเติมจึงเพิ่มขึ้นตามลำดับต่อไปนี้:

วงโคจรที่ผลรวมของตัวเลขควอนตัมสองตัวแรก (n + l) น้อยกว่าจะถูกเติมก่อนหน้า หากผลรวมเหล่านี้เท่ากัน ออร์บิทัลที่มีเลขควอนตัมหลักต่ำกว่าจะถูกเติมก่อน

รูปแบบนี้จัดทำขึ้นโดย V. M. Klechkovsky ในปี 1951

องค์ประกอบที่อะตอมของระดับย่อย s เต็มไปด้วยอิเล็กตรอนเรียกว่า s-element ซึ่งรวมถึงสององค์ประกอบแรกของแต่ละช่วงเวลา: ไฮโดรเจน อย่างไรก็ตามในองค์ประกอบ d ถัดไป - โครเมียม - มี "ส่วนเบี่ยงเบน" บางอย่างในการจัดเรียงอิเล็กตรอนในระดับพลังงานในสถานะพื้นดิน: แทนที่จะเป็นอิเล็กตรอนที่ไม่มีการจับคู่สี่ตัวที่คาดไว้ ในระดับย่อย 3 มิติ อะตอมโครเมียมมีอิเล็กตรอนที่ไม่จับคู่ห้าตัวในระดับย่อย 3 มิติ และอิเล็กตรอนที่ไม่จับคู่หนึ่งตัวในระดับย่อย s: 24 Cr 4s 1 3d 5

ปรากฏการณ์การเปลี่ยนผ่านของอิเล็กตรอนหนึ่งตัวเป็นระดับย่อย d มักเรียกว่า "การรั่วไหล" ของอิเล็กตรอน สิ่งนี้สามารถอธิบายได้ด้วยข้อเท็จจริงที่ว่าวงโคจรของระดับย่อย d ที่เต็มไปด้วยอิเล็กตรอนจะเข้าใกล้นิวเคลียสมากขึ้น เนื่องจากแรงดึงดูดของไฟฟ้าสถิตระหว่างอิเล็กตรอนและนิวเคลียสเพิ่มขึ้น เป็นผลให้สถานะ 4s 1 3d 5 มีความกระตือรือร้นมากกว่า 4s 2 3d 4 ดังนั้น d-sublevel ที่เต็มไปด้วยครึ่งหนึ่ง (d 5) จึงเพิ่มความเสถียรเมื่อเปรียบเทียบกับระดับอื่น ตัวเลือกที่เป็นไปได้การกระจายตัวของอิเล็กตรอน การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ที่สอดคล้องกับการมีอยู่ของจำนวนอิเล็กตรอนที่จับคู่สูงสุดที่เป็นไปได้ ซึ่งสามารถทำได้ในองค์ประกอบ d ก่อนหน้าโดยเป็นผลมาจากการกระตุ้นเท่านั้น ถือเป็นลักษณะเฉพาะของสถานะพื้นของอะตอมโครเมียม การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ d 5 ก็เป็นลักษณะของอะตอมแมงกานีสเช่นกัน: 4s 2 3d 5 สำหรับองค์ประกอบ d ต่อไปนี้ แต่ละเซลล์พลังงานของระดับย่อย d จะเต็มไปด้วยอิเล็กตรอนตัวที่สอง: 26 Fe 4s 2 3d 6 ; 27 โค 4s 2 3d 7 ; 28 พรรณี 4s 2 3d 8 .

ในอะตอมทองแดง สถานะของระดับย่อย d ที่สมบูรณ์ (d 10) จะเกิดขึ้นได้เนื่องจากการเปลี่ยนอิเล็กตรอนหนึ่งตัวจากระดับย่อย 4s ไปเป็นระดับย่อย 3d: 29 Cu 4s 1 3d 10 องค์ประกอบสุดท้ายขององค์ประกอบ d แถวแรกมีการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ 30 Zn 4s 23 d 10

แนวโน้มทั่วไปซึ่งแสดงออกมาในความเสถียรของการกำหนดค่า d 5 และ d 10 ก็ถูกสังเกตในองค์ประกอบของช่วงเวลาที่ต่ำกว่าเช่นกัน โมลิบดีนัมมีโครงสร้างทางอิเล็กทรอนิกส์คล้ายกับโครเมียม: 42 Mo 5s 1 4d 5 และเงินเป็นทองแดง: 47 Ag5s 0 d 10 ยิ่งไปกว่านั้น การกำหนดค่า d 10 ทำได้สำเร็จแล้วในแพลเลเดียมเนื่องจากการเปลี่ยนแปลงของอิเล็กตรอนทั้งสองจากวงโคจร 5s ไปเป็นวงโคจร 4d: 46Pd 5s 0 d 10 มีการเบี่ยงเบนอื่น ๆ จากการเติม d- และ f-orbitals แบบโมโนโทนิก