การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมและไดอะแกรม

เขียนในรูปแบบของสูตรอิเล็กทรอนิกส์ที่เรียกว่า ในสูตรอิเล็กทรอนิกส์ ตัวอักษร s, p, d, f แสดงถึงระดับย่อยพลังงานของอิเล็กตรอน ตัวเลขหน้าตัวอักษรระบุระดับพลังงานซึ่งมีอิเล็กตรอนอยู่ และดัชนีที่มุมขวาบนคือจำนวนอิเล็กตรอนในระดับย่อยที่กำหนด ในการเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมขององค์ประกอบใดๆ ก็เพียงพอที่จะทราบจำนวนองค์ประกอบนี้ในตารางธาตุและปฏิบัติตามหลักการพื้นฐานที่ควบคุมการกระจายตัวของอิเล็กตรอนในอะตอม

โครงสร้างของเปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมสามารถแสดงได้ในรูปแบบของแผนภาพแสดงการจัดเรียงอิเล็กตรอนในเซลล์พลังงาน

สำหรับอะตอมของเหล็ก รูปแบบนี้มีรูปแบบดังนี้

แผนภาพนี้แสดงให้เห็นการดำเนินการตามกฎของ Hund อย่างชัดเจน ที่ระดับย่อย 3 มิติ จำนวนเซลล์สูงสุด (สี่) จะเต็มไปด้วยอิเล็กตรอนที่ไม่มีคู่ ภาพโครงสร้างของเปลือกอิเล็กตรอนในอะตอมในรูปของสูตรอิเล็กทรอนิกส์และในรูปของแผนภาพไม่ได้สะท้อนคุณสมบัติคลื่นของอิเล็กตรอนอย่างชัดเจน

ข้อความของกฎหมายเป็นระยะซึ่งมีการแก้ไขเพิ่มเติมใช่. เมนเดเลเยฟ : คุณสมบัติของร่างกายที่เรียบง่ายตลอดจนรูปแบบและคุณสมบัติของสารประกอบขององค์ประกอบนั้นขึ้นอยู่กับขนาดของน้ำหนักอะตอมขององค์ประกอบเป็นระยะ

การกำหนดกฎหมายเป็นระยะสมัยใหม่: คุณสมบัติขององค์ประกอบตลอดจนรูปแบบและคุณสมบัติของสารประกอบนั้นขึ้นอยู่กับขนาดของประจุของนิวเคลียสของอะตอมเป็นระยะ ๆ

ดังนั้นประจุบวกของนิวเคลียส (แทนที่จะเป็นมวลอะตอม) จึงกลายเป็นข้อโต้แย้งที่แม่นยำยิ่งขึ้นซึ่งคุณสมบัติขององค์ประกอบและสารประกอบขึ้นอยู่กับ

วาเลนซ์- นี่คือจำนวนพันธะเคมีที่อะตอมหนึ่งเชื่อมต่อกับอีกอะตอมหนึ่ง
ความสามารถของความจุของอะตอมถูกกำหนดโดยจำนวนอิเล็กตรอนที่ไม่จับคู่และการมีอยู่ของออร์บิทัลอะตอมอิสระที่ระดับภายนอก โครงสร้างของระดับพลังงานภายนอกของอะตอมขององค์ประกอบทางเคมีส่วนใหญ่จะกำหนดคุณสมบัติของอะตอมของมัน ดังนั้นระดับเหล่านี้จึงเรียกว่าระดับเวเลนซ์ อิเล็กตรอนในระดับเหล่านี้และบางครั้งเป็นระดับก่อนภายนอกสามารถมีส่วนร่วมในการก่อตัวของพันธะเคมีได้ อิเล็กตรอนดังกล่าวเรียกอีกอย่างว่าเวเลนซ์อิเล็กตรอน

วาเลนซ์ปริมาณสัมพันธ์องค์ประกอบทางเคมี - นี่คือจำนวนเทียบเท่าที่อะตอมที่กำหนดสามารถยึดติดกับตัวเองได้ หรือจำนวนเทียบเท่าในอะตอม

ความเท่าเทียมกันถูกกำหนดโดยจำนวนของอะตอมไฮโดรเจนที่เกาะติดหรือแทนที่ ดังนั้นความจุปริมาณสัมพันธ์จะเท่ากับจำนวนอะตอมไฮโดรเจนที่อะตอมที่กำหนดมีปฏิสัมพันธ์กัน แต่ไม่ใช่ว่าองค์ประกอบทั้งหมดจะมีปฏิกิริยาต่อกันอย่างอิสระ แต่เกือบทั้งหมดมีปฏิกิริยากับออกซิเจน ดังนั้น ความจุปริมาณสัมพันธ์จึงสามารถกำหนดเป็นสองเท่าของจำนวนอะตอมออกซิเจนที่ติดอยู่

ตัวอย่างเช่น ความจุปริมาณสัมพันธ์ของซัลเฟอร์ในไฮโดรเจนซัลไฟด์ H 2 S คือ 2 ในออกไซด์ SO 2 - 4 ในออกไซด์ SO 3 -6

เมื่อพิจารณาความจุปริมาณสัมพัทธ์ขององค์ประกอบโดยใช้สูตรของสารประกอบไบนารี่ กฎนี้ควรเป็นไปตามกฎ: ความจุรวมของอะตอมทั้งหมดขององค์ประกอบหนึ่งจะต้องเท่ากับความจุรวมของอะตอมทั้งหมดขององค์ประกอบอื่น

สถานะออกซิเดชันอีกด้วย แสดงลักษณะขององค์ประกอบของสารและเท่ากับความจุปริมาณสัมพันธ์ด้วยเครื่องหมายบวก (สำหรับโลหะหรือองค์ประกอบอิเล็กโตรบวกในโมเลกุล) หรือลบ

1. ในสารเชิงเดี่ยว สถานะออกซิเดชันขององค์ประกอบจะเป็นศูนย์

2. สถานะออกซิเดชันของฟลูออรีนในสารประกอบทั้งหมดคือ -1 ฮาโลเจนที่เหลือ (คลอรีน โบรมีน ไอโอดีน) ที่มีโลหะ ไฮโดรเจน และธาตุอิเล็กโตรบวกอื่นๆ ก็มีสถานะออกซิเดชันที่ -1 เช่นกัน แต่ในสารประกอบที่มีธาตุอิเล็กโทรเนกาติตีมากกว่า พวกมันจะมีสถานะออกซิเดชันที่เป็นบวก

3. ออกซิเจนในสารประกอบมีสถานะออกซิเดชันที่ -2; ข้อยกเว้นคือไฮโดรเจนเปอร์ออกไซด์ H 2 O 2 และอนุพันธ์ของมัน (นา 2 O 2, BaO 2 เป็นต้น ซึ่งออกซิเจนมีสถานะออกซิเดชันที่ -1 เช่นเดียวกับออกซิเจนฟลูออไรด์ 2 ซึ่งในสถานะออกซิเดชันของออกซิเจน คือ +2

4. องค์ประกอบอัลคาไลน์ (Li, Na, K ฯลฯ) และองค์ประกอบของกลุ่มย่อยหลักของตารางธาตุกลุ่มที่สอง (Be, Mg, Ca ฯลฯ) จะมีสถานะออกซิเดชันเท่ากับหมายเลขกลุ่มเสมอ คือ +1 และ +2 ตามลำดับ

5. องค์ประกอบทั้งหมดของกลุ่มที่สาม ยกเว้นแทลเลียม มีสถานะออกซิเดชันคงที่เท่ากับหมายเลขกลุ่ม เช่น +3.

6. สถานะออกซิเดชันสูงสุดของธาตุจะเท่ากับหมายเลขกลุ่มของตารางธาตุ และค่าต่ำสุดคือความแตกต่าง: หมายเลขกลุ่มคือ 8 ตัวอย่างเช่น สถานะออกซิเดชันสูงสุดของไนโตรเจน (อยู่ในกลุ่มที่ห้า) คือ +5 (ในกรดไนตริกและเกลือของมัน) และค่าต่ำสุดเท่ากับ -3 (ในเกลือแอมโมเนียและแอมโมเนียม)

7. สถานะออกซิเดชันของธาตุในสารประกอบจะหักล้างกัน ดังนั้นผลรวมของอะตอมทั้งหมดในโมเลกุลหรือหน่วยสูตรที่เป็นกลางจะเป็นศูนย์ และสำหรับไอออนจะมีประจุ

กฎเหล่านี้สามารถใช้เพื่อกำหนดสถานะออกซิเดชันที่ไม่ทราบของธาตุในสารประกอบได้ หากทราบสถานะออกซิเดชันขององค์ประกอบอื่นๆ และสร้างสูตรสำหรับสารประกอบหลายองค์ประกอบ

สถานะออกซิเดชัน (หมายเลขออกซิเดชัน) — ค่าทั่วไปเสริมสำหรับการบันทึกกระบวนการออกซิเดชัน การรีดอกซ์ และปฏิกิริยารีดอกซ์

แนวคิด สถานะออกซิเดชันมักใช้ในเคมีอนินทรีย์แทนแนวคิด ความจุ- สถานะออกซิเดชันของอะตอมเท่ากับค่าตัวเลขของประจุไฟฟ้าที่กำหนดให้กับอะตอม โดยสมมติว่าคู่อิเล็กตรอนที่มีพันธะมีความลำเอียงโดยสิ้นเชิงต่ออะตอมที่มีอิเลคโตรเนกาติตีมากกว่า (นั่นคือ สมมติว่าสารประกอบประกอบด้วยไอออนเท่านั้น)

เลขออกซิเดชันสอดคล้องกับจำนวนอิเล็กตรอนที่ต้องเติมให้กับไอออนบวกเพื่อลดอะตอมที่เป็นกลาง หรือลบออกจากไอออนลบเพื่อออกซิไดซ์ให้เป็นอะตอมที่เป็นกลาง:

อัล 3+ + 3e − → อัล
S 2− → S + 2e − (S 2− − 2e − → S)

คุณสมบัติขององค์ประกอบขึ้นอยู่กับโครงสร้างของเปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมจะแตกต่างกันไปตามคาบและกลุ่มของระบบธาตุ เนื่องจากในชุดขององค์ประกอบอะนาล็อกโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์จะคล้ายกันเท่านั้น แต่ไม่เหมือนกันดังนั้นเมื่อย้ายจากองค์ประกอบหนึ่งในกลุ่มไปยังอีกองค์ประกอบหนึ่งจะไม่มีการสังเกตคุณสมบัติซ้ำ ๆ อย่างง่าย ๆ สำหรับพวกมัน แต่จะแสดงการเปลี่ยนแปลงตามธรรมชาติอย่างชัดเจนไม่มากก็น้อย .

ลักษณะทางเคมีขององค์ประกอบถูกกำหนดโดยความสามารถของอะตอมในการสูญเสียหรือรับอิเล็กตรอน ความสามารถนี้วัดปริมาณด้วยค่าของพลังงานไอออไนเซชันและความสัมพันธ์ของอิเล็กตรอน

พลังงานไอออไนเซชัน (E และ) คือปริมาณพลังงานขั้นต่ำที่จำเป็นสำหรับการดึงอิเล็กตรอนออกจากอะตอมในเฟสก๊าซโดยสมบูรณ์ที่ T = 0

K โดยไม่ถ่ายโอนพลังงานจลน์ไปยังอิเล็กตรอนที่ปล่อยออกมาพร้อมกับการเปลี่ยนอะตอมเป็นไอออนที่มีประจุบวก: E + Ei = E+ + e- พลังงานไอออไนเซชันเป็นปริมาณบวกและมีค่าต่ำสุดสำหรับอะตอมโลหะอัลคาไลและสูงสุดสำหรับอะตอมก๊าซมีตระกูล

สัมพรรคภาพอิเล็กตรอน (Ee) คือพลังงานที่ปล่อยออกมาหรือถูกดูดซับเมื่ออิเล็กตรอนถูกเติมให้กับอะตอมในเฟสก๊าซที่ T = 0

K โดยการเปลี่ยนอะตอมเป็นไอออนที่มีประจุลบโดยไม่ถ่ายโอนพลังงานจลน์ไปยังอนุภาค:

อี + อี- = อี- + อี

ฮาโลเจน โดยเฉพาะฟลูออรีน มีสัมพรรคภาพอิเล็กตรอนสูงสุด (Ee = -328 kJ/mol)

ค่าของ Ei และ Ee แสดงเป็นกิโลจูลต่อโมล (kJ/mol) หรือเป็นอิเล็กตรอนโวลต์ต่ออะตอม (eV)

ความสามารถของอะตอมที่ถูกพันธะในการเลื่อนอิเล็กตรอนของพันธะเคมีเข้าหาตัวมันเอง เรียกว่าการเพิ่มความหนาแน่นของอิเล็กตรอนรอบตัวมันเอง อิเลคโตรเนกาติวีตี้

แนวคิดนี้ถูกนำเข้าสู่วิทยาศาสตร์โดย L. Pauling อิเล็กโทรเนกาติวีตี้แสดงด้วยสัญลักษณ์ และแสดงลักษณะแนวโน้มของอะตอมที่กำหนดในการเพิ่มอิเล็กตรอนเมื่อมันสร้างพันธะเคมี

จากข้อมูลของ R. Maliken อิเลคโตรเนกาติวีตี้ของอะตอมประมาณครึ่งหนึ่งของผลรวมของพลังงานไอออไนเซชันและความสัมพันธ์ของอิเล็กตรอนของอะตอมอิสระ = (Ee + Ei)/2

ในช่วงเวลานั้นมีแนวโน้มทั่วไปที่พลังงานไอออไนเซชันและอิเล็กโตรเนกาติวีตี้จะเพิ่มขึ้นตามการเพิ่มขึ้นของประจุนิวเคลียสของอะตอม ในกลุ่มค่าเหล่านี้จะลดลงตามจำนวนอะตอมของธาตุที่เพิ่มขึ้น

ควรเน้นย้ำว่าองค์ประกอบไม่สามารถกำหนดค่าอิเล็กโทรเนกาติวีตี้คงที่ได้ เนื่องจากขึ้นอยู่กับหลายปัจจัย โดยเฉพาะอย่างยิ่งสถานะเวเลนซ์ขององค์ประกอบ ประเภทของสารประกอบที่รวมองค์ประกอบนั้นไว้ และจำนวนและประเภทของอะตอมข้างเคียง .

รัศมีอะตอมและไอออนิก. ขนาดของอะตอมและไอออนจะถูกกำหนดโดยขนาดของเปลือกอิเล็กตรอน ตามแนวคิดทางกลควอนตัม เปลือกอิเล็กตรอนไม่มีขอบเขตที่กำหนดไว้อย่างเคร่งครัด ดังนั้นจึงสามารถหารัศมีของอะตอมหรือไอออนอิสระได้ ระยะทางที่คำนวณตามทฤษฎีจากนิวเคลียสไปยังตำแหน่งค่าสูงสุดหลักของความหนาแน่นของเมฆอิเล็กตรอนชั้นนอกระยะนี้เรียกว่ารัศมีวงโคจร ในทางปฏิบัติ รัศมีของอะตอมและไอออนในสารประกอบมักจะใช้ โดยคำนวณจากข้อมูลการทดลอง ในกรณีนี้รัศมีของอะตอมโควาเลนต์และโลหะจะแตกต่างกัน

การขึ้นอยู่กับรัศมีของอะตอมและไอออนิกต่อประจุของนิวเคลียสของอะตอมของธาตุนั้นมีลักษณะเป็นคาบ- ในช่วงที่เลขอะตอมเพิ่มขึ้น รัศมีก็มีแนวโน้มที่จะลดลง การลดลงสูงสุดเป็นเรื่องปกติสำหรับองค์ประกอบในช่วงเวลาสั้น ๆ เนื่องจากระดับอิเล็กทรอนิกส์ภายนอกถูกเติมเต็ม ในช่วงเวลาส่วนใหญ่ในตระกูลขององค์ประกอบ d- และ f การเปลี่ยนแปลงนี้มีความคมชัดน้อยลงเนื่องจากการเติมอิเล็กตรอนเกิดขึ้นในชั้นก่อนภายนอก ในกลุ่มย่อย โดยทั่วไปรัศมีของอะตอมและไอออนชนิดเดียวกันจะเพิ่มขึ้น

ระบบองค์ประกอบเป็นระยะเป็นตัวอย่างที่ชัดเจนของการสำแดงของช่วงเวลาประเภทต่างๆในคุณสมบัติขององค์ประกอบซึ่งสังเกตได้ในแนวนอน (ในช่วงเวลาจากซ้ายไปขวา) ในแนวตั้ง (ในกลุ่มเช่นจากบนลงล่าง ) ในแนวทแยงคือ คุณสมบัติบางอย่างของอะตอมเพิ่มขึ้นหรือลดลง แต่คาบยังคงอยู่

ในช่วงเวลาจากซ้ายไปขวา (→) คุณสมบัติออกซิไดซ์และอโลหะขององค์ประกอบจะเพิ่มขึ้น และคุณสมบัติรีดิวซ์และโลหะลดลง ดังนั้น ในบรรดาองค์ประกอบทั้งหมดของคาบที่ 3 โซเดียมจะเป็นโลหะที่มีฤทธิ์มากที่สุดและเป็นรีดิวซ์ที่แรงที่สุด และคลอรีนจะเป็นตัวออกซิไดซ์ที่แรงที่สุด

พันธะเคมี- นี่คือการเชื่อมต่อระหว่างอะตอมในโมเลกุลหรือโครงตาข่ายคริสตัลอันเป็นผลมาจากการกระทำของแรงดึงดูดทางไฟฟ้าระหว่างอะตอม

นี่คือปฏิสัมพันธ์ของอิเล็กตรอนทั้งหมดและนิวเคลียสทั้งหมด นำไปสู่การก่อตัวของระบบโพลีอะตอมมิกที่เสถียร (หัวรุนแรง ไอออนโมเลกุล โมเลกุล คริสตัล)

พันธะเคมีดำเนินการโดยเวเลนซ์อิเล็กตรอน ตามแนวคิดสมัยใหม่ พันธะเคมีมีลักษณะทางอิเล็กทรอนิกส์ แต่มีการดำเนินการในรูปแบบที่แตกต่างกัน ดังนั้นจึงมีพันธะเคมีสามประเภทหลัก: โควาเลนต์ ไอออนิก โลหะ.เกิดขึ้นระหว่างโมเลกุล พันธะไฮโดรเจน,และเกิดขึ้น ปฏิสัมพันธ์ของฟาน เดอร์ วาลส์.

ลักษณะสำคัญของพันธะเคมี ได้แก่ :

- ความยาวการเชื่อมต่อ - นี่คือระยะห่างระหว่างอะตอมที่มีพันธะเคมี

ขึ้นอยู่กับลักษณะของอะตอมที่มีปฏิสัมพันธ์และความหลากหลายของพันธะ เมื่อความหลากหลายเพิ่มขึ้น ความยาวพันธะจะลดลง และส่งผลให้ความแข็งแรงเพิ่มขึ้น

- หลายหลากของพันธะถูกกำหนดโดยจำนวนคู่อิเล็กตรอนที่เชื่อมต่อสองอะตอม เมื่อความหลากหลายเพิ่มขึ้น พลังงานยึดเหนี่ยวก็จะเพิ่มขึ้น

- มุมการเชื่อมต่อ- มุมระหว่างเส้นตรงในจินตนาการที่ผ่านนิวเคลียสของอะตอมข้างเคียงสองอะตอมที่เชื่อมต่อกันทางเคมี

พลังงานพันธะ E SV - นี่คือพลังงานที่ปล่อยออกมาระหว่างการก่อตัวของพันธะที่กำหนดและใช้ในการทำลายพันธะ kJ/mol

พันธะโควาเลนต์ - พันธะเคมีที่เกิดจากการใช้อิเล็กตรอนคู่ร่วมกันระหว่างสองอะตอม

คำอธิบายของพันธะเคมีโดยการเกิดขึ้นของคู่อิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกันระหว่างอะตอมก่อให้เกิดพื้นฐานของทฤษฎีการหมุนของวาเลนซีซึ่งมีเครื่องมือคือ วิธีเวเลนซ์บอนด์ (เอ็มวีเอส) ค้นพบโดยลูอิสในปี พ.ศ. 2459 สำหรับคำอธิบายเชิงกลควอนตัมของพันธะเคมีและโครงสร้างของโมเลกุล จะใช้วิธีอื่น - วิธีการโคจรของโมเลกุล (MMO) .

วิธีพันธะเวเลนซ์

หลักการพื้นฐานของการสร้างพันธะเคมีโดยใช้ MBC:

1. พันธะเคมีเกิดขึ้นจากเวเลนซ์อิเล็กตรอน (ไม่จับคู่)

2. อิเล็กตรอนที่มีการหมุนตรงข้ามกันของอะตอมที่แตกต่างกัน 2 อะตอมกลายเป็นเรื่องปกติ

3. พันธะเคมีจะเกิดขึ้นก็ต่อเมื่ออะตอมตั้งแต่สองอะตอมขึ้นไปเข้าใกล้กัน พลังงานทั้งหมดของระบบจะลดลง

4. แรงหลักที่กระทำต่อโมเลกุลนั้นมีต้นกำเนิดจากคูลอมบ์ทางไฟฟ้า

5. ยิ่งการเชื่อมต่อแข็งแกร่งเท่าไร เมฆอิเล็กตรอนที่มีปฏิสัมพันธ์ก็จะทับซ้อนกันมากขึ้นเท่านั้น

มีสองกลไกในการก่อตัวของพันธะโควาเลนต์:

กลไกการแลกเปลี่ยนพันธะเกิดขึ้นจากการแบ่งปันเวเลนซ์อิเล็กตรอนของอะตอมที่เป็นกลางสองอะตอม แต่ละอะตอมก่อให้เกิดอิเล็กตรอนที่ไม่มีการจับคู่หนึ่งตัวกับคู่อิเล็กตรอนทั่วไป:

ข้าว. 7. กลไกการแลกเปลี่ยนสำหรับการก่อตัวของพันธะโควาเลนต์: ก- ไม่มีขั้ว ข- ขั้วโลก

กลไกของผู้บริจาค-ผู้รับอะตอมหนึ่ง (ผู้บริจาค) ให้คู่อิเล็กตรอน และอีกอะตอมหนึ่ง (ตัวรับ) ให้วงโคจรว่างสำหรับคู่นั้น

การเชื่อมต่อ, มีการศึกษาตามกลไกของผู้บริจาค-ผู้รับเป็นของ สารประกอบเชิงซ้อน

ข้าว. 8. กลไกการรับบริจาคของการสร้างพันธะโควาเลนต์

พันธะโควาเลนต์มีลักษณะบางอย่าง

ความอิ่มตัว - คุณสมบัติของอะตอมในการสร้างพันธะโควาเลนต์ตามจำนวนที่กำหนดอย่างเคร่งครัดเนื่องจากความอิ่มตัวของพันธะ โมเลกุลจึงมีองค์ประกอบบางอย่าง

ทิศทาง - ที - e. การเชื่อมต่อเกิดขึ้นในทิศทางของการทับซ้อนสูงสุดของเมฆอิเล็กตรอน . ด้วยความเคารพต่อเส้นที่เชื่อมต่อศูนย์กลางของอะตอมที่ก่อให้เกิดพันธะนั้นมีความโดดเด่น: σ และ π (รูปที่ 9): σ-พันธะ - เกิดขึ้นจากการทับซ้อนกันของ AO ตามแนวที่เชื่อมต่อศูนย์กลางของอะตอมที่มีปฏิสัมพันธ์ พันธะ π คือพันธะที่เกิดขึ้นในทิศทางของแกนที่ตั้งฉากกับเส้นตรงที่เชื่อมนิวเคลียสของอะตอม ทิศทางของพันธะจะกำหนดโครงสร้างเชิงพื้นที่ของโมเลกุล เช่น รูปทรงเรขาคณิต การผสมพันธุ์ - เป็นการเปลี่ยนแปลงรูปร่างของออร์บิทัลบางส่วนเมื่อสร้างพันธะโควาเลนต์เพื่อให้เกิดการทับซ้อนของออร์บิทัลที่มีประสิทธิภาพมากขึ้นพันธะเคมีที่เกิดขึ้นจากการมีส่วนร่วมของอิเล็กตรอนของออร์บิทัลลูกผสมนั้นแข็งแกร่งกว่าพันธะที่มีส่วนร่วมของอิเล็กตรอนของ s- และ p-orbitals ที่ไม่ใช่ลูกผสมเนื่องจากการทับซ้อนกันเกิดขึ้น การผสมพันธุ์ประเภทต่อไปนี้มีความโดดเด่น (รูปที่ 10 ตารางที่ 31): sp การผสมพันธุ์ - s-orbital หนึ่งอันและ p-orbital หนึ่งอันเปลี่ยนเป็นออร์บิทัล "ไฮบริด" ที่เหมือนกันสองอัน โดยมุมระหว่างแกนของพวกมันคือ 180° โมเลกุลที่ sp-hybridization เกิดขึ้นมีรูปทรงเชิงเส้น (BeCl 2)

sp 2 การผสมพันธุ์- s-orbital หนึ่งอันและ p-orbitals สองอันกลายเป็นออร์บิทัล "ไฮบริด" ที่เหมือนกันสามอัน โดยมุมระหว่างแกนของพวกมันคือ 120° โมเลกุลที่เกิดการผสมพันธุ์ sp 2 มีรูปทรงแบน (BF 3, AlCl 3)

เอสพี 3-การผสมพันธุ์- s-orbital หนึ่งอันและ p-orbitals สามอันแปลงเป็นออร์บิทัล "ไฮบริด" ที่เหมือนกันสี่อัน โดยมีมุมระหว่างแกนอยู่ที่ 109°28" โมเลกุลที่เกิดการผสมข้ามพันธุ์ sp 3 มีรูปทรงจัตุรมุข (CH 4 , NH 3)

ข้าว. 10. ประเภทของการผสมพันธุ์ของเวเลนซ์ออร์บิทัล: เอ - เอสพี- การผสมพันธุ์ของเวเลนซ์ออร์บิทัล ข - เอสพี 2 -การผสมพันธุ์ของเวเลนซ์ออร์บิทัล วี - เอสพี 3-ไฮบริดของเวเลนซ์ออร์บิทัล

มาดูกันว่าอะตอมถูกสร้างขึ้นอย่างไร โปรดทราบว่าเราจะพูดถึงเฉพาะเกี่ยวกับโมเดลเท่านั้น ในทางปฏิบัติ อะตอมเป็นโครงสร้างที่ซับซ้อนกว่ามาก แต่ด้วยการพัฒนาที่ทันสมัย ​​เราจึงสามารถอธิบายและคาดการณ์คุณสมบัติได้สำเร็จ (แม้ว่าจะไม่ใช่ทั้งหมดก็ตาม) แล้วโครงสร้างของอะตอมคืออะไร? มัน “สร้าง” มาจากอะไร?

แบบจำลองดาวเคราะห์ของอะตอม

เสนอครั้งแรกโดยนักฟิสิกส์ชาวเดนมาร์ก เอ็น. บอร์ ในปี พ.ศ. 2456 นี่เป็นทฤษฎีแรกของโครงสร้างอะตอมที่อิงตามข้อเท็จจริงทางวิทยาศาสตร์ นอกจากนี้ยังวางรากฐานสำหรับคำศัพท์เฉพาะเรื่องสมัยใหม่ ในนั้นอนุภาคอิเล็กตรอนสร้างการเคลื่อนที่แบบหมุนรอบอะตอมตามหลักการเดียวกันกับดาวเคราะห์รอบดวงอาทิตย์ บอร์แนะนำว่าพวกมันสามารถดำรงอยู่ได้เฉพาะในวงโคจรซึ่งอยู่ห่างจากนิวเคลียสที่กำหนดไว้อย่างเคร่งครัด นักวิทยาศาสตร์ไม่สามารถอธิบายได้ว่าทำไมถึงเป็นเช่นนั้นจากมุมมองทางวิทยาศาสตร์ แต่แบบจำลองดังกล่าวได้รับการยืนยันจากการทดลองหลายครั้ง จำนวนเต็มถูกใช้เพื่อกำหนดวงโคจร โดยเริ่มจากหนึ่ง ซึ่งมีหมายเลขอยู่ใกล้นิวเคลียสมากที่สุด วงโคจรทั้งหมดนี้เรียกอีกอย่างว่าระดับ อะตอมไฮโดรเจนมีเพียงระดับเดียวซึ่งมีอิเล็กตรอนตัวหนึ่งหมุนอยู่ แต่อะตอมเชิงซ้อนก็มีระดับเช่นกัน พวกมันถูกแบ่งออกเป็นส่วนประกอบที่รวมอิเล็กตรอนที่มีศักยภาพพลังงานใกล้เคียงกัน ดังนั้นระดับที่สองมีสองระดับย่อยอยู่แล้ว - 2s และ 2p อันที่สามมีสาม - 3 วินาที, 3p และ 3d แล้ว และอื่นๆ ขั้นแรก ระดับย่อยที่อยู่ใกล้กับแกนกลางจะถูก "ประชากร" และจากนั้นก็เป็นระดับที่อยู่ห่างไกล แต่ละตัวสามารถเก็บอิเล็กตรอนได้เพียงจำนวนหนึ่งเท่านั้น แต่นี่ไม่ใช่จุดสิ้นสุด แต่ละระดับย่อยจะแบ่งออกเป็นวงโคจร มาเปรียบเทียบกับชีวิตธรรมดาๆ กันดีกว่า เมฆอิเล็กตรอนของอะตอมเทียบได้กับเมือง ระดับคือถนน ชั้นล่าง - บ้านหรืออพาร์ตเมนต์ส่วนตัว วงโคจร - ห้อง แต่ละตัว "มีชีวิต" อิเล็กตรอนหนึ่งหรือสองตัว พวกเขาทั้งหมดมีที่อยู่เฉพาะ นี่เป็นแผนภาพแรกของโครงสร้างของอะตอม และสุดท้าย เกี่ยวกับที่อยู่ของอิเล็กตรอน พวกมันถูกกำหนดโดยชุดตัวเลขที่เรียกว่า "ควอนตัม"

แบบจำลองคลื่นของอะตอม

แต่เมื่อเวลาผ่านไป แบบจำลองของดาวเคราะห์ก็ได้รับการแก้ไข มีการเสนอทฤษฎีที่สองเกี่ยวกับโครงสร้างอะตอม มีขั้นสูงกว่าและช่วยให้สามารถอธิบายผลลัพธ์ของการทดลองเชิงปฏิบัติได้ แบบจำลองแรกถูกแทนที่ด้วยแบบจำลองคลื่นของอะตอมซึ่งเสนอโดย E. Schrödinger จากนั้นได้กำหนดไว้แล้วว่าอิเล็กตรอนสามารถแสดงตัวเองได้ไม่เพียงแต่เป็นอนุภาคเท่านั้น แต่ยังเป็นคลื่นด้วย ชโรดิงเงอร์ มีอะไรทำ? เขาใช้สมการที่อธิบายการเคลื่อนที่ของคลื่น ดังนั้นจึงไม่มีใครสามารถค้นหาวิถีโคจรของอิเล็กตรอนในอะตอมได้ แต่สามารถค้นหาความน่าจะเป็นของการตรวจจับ ณ จุดหนึ่งได้. สิ่งที่รวมทั้งสองทฤษฎีเข้าด้วยกันก็คือ อนุภาคมูลฐานนั้นอยู่ที่ระดับ ระดับย่อย และออร์บิทัลที่เฉพาะเจาะจง นี่คือจุดที่ความคล้ายคลึงกันระหว่างโมเดลสิ้นสุดลง ผมขอยกตัวอย่างหนึ่งให้คุณ: ในทฤษฎีคลื่น ออร์บิทัลคือบริเวณที่สามารถพบอิเล็กตรอนได้ด้วยความน่าจะเป็น 95% พื้นที่ที่เหลือคิดเป็น 5% แต่สุดท้ายกลับกลายเป็นว่ามีการแสดงลักษณะโครงสร้างของอะตอมโดยใช้แบบจำลองคลื่น แม้ว่าคำศัพท์ที่ใช้จะเป็นเรื่องธรรมดาก็ตาม

แนวคิดเรื่องความน่าจะเป็นในกรณีนี้

เหตุใดจึงใช้คำนี้? ไฮเซนเบิร์กได้กำหนดหลักการความไม่แน่นอนขึ้นในปี 1927 ซึ่งปัจจุบันใช้เพื่ออธิบายการเคลื่อนที่ของอนุภาคขนาดเล็ก ขึ้นอยู่กับความแตกต่างพื้นฐานจากร่างกายธรรมดา มันคืออะไร? กลศาสตร์คลาสสิกสันนิษฐานว่าบุคคลสามารถสังเกตปรากฏการณ์ได้โดยไม่ส่งผลต่อปรากฏการณ์เหล่านั้น (การสังเกตเทห์ฟากฟ้า) จากข้อมูลที่ได้รับ สามารถคำนวณได้ว่าวัตถุจะอยู่ที่ไหน ณ จุดใดจุดหนึ่ง แต่ในพิภพเล็ก ๆ สิ่งต่าง ๆ จำเป็นต้องแตกต่างออกไป ตัวอย่างเช่น ตอนนี้เป็นไปไม่ได้ที่จะสังเกตอิเล็กตรอนโดยไม่ส่งผลต่อมัน เนื่องจากพลังงานของเครื่องมือและอนุภาคนั้นหาที่เปรียบมิได้ สิ่งนี้นำไปสู่การเปลี่ยนแปลงตำแหน่งของอนุภาคมูลฐาน สถานะ ทิศทาง ความเร็วของการเคลื่อนที่ และพารามิเตอร์อื่นๆ และไม่มีเหตุผลที่จะพูดถึงลักษณะที่แน่นอน หลักการความไม่แน่นอนบอกเราว่าเป็นไปไม่ได้ที่จะคำนวณวิถีโคจรที่แน่นอนของอิเล็กตรอนรอบนิวเคลียส คุณสามารถระบุความน่าจะเป็นในการค้นหาอนุภาคในพื้นที่ที่กำหนดเท่านั้น นี่คือลักษณะเฉพาะของโครงสร้างของอะตอมขององค์ประกอบทางเคมี แต่นักวิทยาศาสตร์ควรคำนึงถึงเรื่องนี้โดยเฉพาะในการทดลองภาคปฏิบัติ

องค์ประกอบของอะตอม

แต่มามุ่งความสนใจไปที่เนื้อหาทั้งหมดกันดีกว่า ดังนั้น นอกเหนือจากเปลือกอิเล็กตรอนที่ได้รับการพิจารณาอย่างดีแล้ว องค์ประกอบที่สองของอะตอมก็คือนิวเคลียส ประกอบด้วยโปรตอนที่มีประจุบวกและนิวตรอนที่เป็นกลาง เราทุกคนคุ้นเคยกับตารางธาตุ จำนวนของแต่ละองค์ประกอบสอดคล้องกับจำนวนโปรตอนที่มีอยู่ จำนวนนิวตรอนเท่ากับความแตกต่างระหว่างมวลของอะตอมกับจำนวนโปรตอน อาจมีการเบี่ยงเบนไปจากกฎนี้ จากนั้นพวกเขาก็บอกว่ามีไอโซโทปของธาตุอยู่ โครงสร้างของอะตอมมีลักษณะที่ "ล้อมรอบ" ด้วยเปลือกอิเล็กตรอน มักจะเท่ากับจำนวนโปรตอน มวลของวัตถุหลังนี้มากกว่ามวลของวัตถุก่อนประมาณ 1,840 เท่า และเท่ากับน้ำหนักของนิวตรอนโดยประมาณ รัศมีของนิวเคลียสประมาณ 1/200,000 เส้นผ่านศูนย์กลางของอะตอม ตัวมันเองก็มีรูปร่างเป็นทรงกลม โดยทั่วไปนี่คือโครงสร้างของอะตอมขององค์ประกอบทางเคมี แม้จะมีมวลและคุณสมบัติต่างกัน แต่ก็ดูใกล้เคียงกัน

วงโคจร

เมื่อพูดถึงแผนภาพโครงสร้างอะตอม เราไม่สามารถนิ่งเฉยเกี่ยวกับแผนภาพเหล่านี้ได้ จึงมีประเภทเหล่านี้:

1. ส. มีรูปร่างเป็นทรงกลม
2. พี พวกมันดูเหมือนเลขแปดสามมิติหรือแกนหมุน
3. ดี และ ฉ มีรูปร่างที่ซับซ้อนซึ่งยากจะอธิบายในภาษาทางการ

อิเล็กตรอนแต่ละประเภทสามารถพบได้ด้วยความน่าจะเป็น 95% ในวงโคจรที่สอดคล้องกัน ข้อมูลที่นำเสนอจะต้องได้รับการปฏิบัติอย่างสงบ เนื่องจากมันเป็นแบบจำลองทางคณิตศาสตร์เชิงนามธรรมมากกว่าความเป็นจริงทางกายภาพ แต่ด้วยทั้งหมดนี้ จึงมีพลังในการทำนายที่ดีเกี่ยวกับคุณสมบัติทางเคมีของอะตอมและแม้กระทั่งโมเลกุล ยิ่งระดับอยู่ห่างจากนิวเคลียสมากเท่าใด ก็จะสามารถวางอิเล็กตรอนลงบนนิวเคลียสได้มากขึ้นเท่านั้น ดังนั้นจึงสามารถคำนวณจำนวนออร์บิทัลได้โดยใช้สูตรพิเศษ: x 2 โดยที่ x เท่ากับจำนวนระดับ และเนื่องจากสามารถใส่อิเล็กตรอนได้สูงสุด 2 ตัวในวงโคจร ดังนั้นสูตรในการค้นหาเชิงตัวเลขของพวกมันจึงมีลักษณะดังนี้: 2x 2

วงโคจร: ข้อมูลทางเทคนิค

ถ้าเราพูดถึงโครงสร้างของอะตอมฟลูออรีนก็จะมีสามวงโคจร พวกเขาทั้งหมดจะถูกเติมเต็ม พลังงานของออร์บิทัลภายในระดับย่อยหนึ่งจะเท่ากัน หากต้องการกำหนด ให้เพิ่มหมายเลขเลเยอร์: 2s, 4p, 6d กลับไปที่การสนทนาเกี่ยวกับโครงสร้างของอะตอมฟลูออรีน จะมีระดับย่อย s สองระดับ และระดับย่อย p หนึ่งระดับ มีโปรตอนเก้าตัวและจำนวนอิเล็กตรอนเท่ากัน อันแรกระดับ s นั่นคืออิเล็กตรอนสองตัว จากนั้นระดับ s ที่สอง อิเล็กตรอนอีกสองตัว และ 5 เติมระดับ p นี่คือโครงสร้างของเขา หลังจากอ่านหัวข้อย่อยต่อไปนี้แล้ว คุณสามารถทำตามขั้นตอนที่จำเป็นได้ด้วยตัวเองและตรวจดูให้แน่ใจ หากเราพูดถึงฟลูออรีนชนิดใดก็ควรสังเกตว่าแม้ว่าจะอยู่ในกลุ่มเดียวกัน แต่ก็มีลักษณะที่แตกต่างกันโดยสิ้นเชิง ดังนั้นจุดเดือดจึงอยู่ในช่วง -188 ถึง 309 องศาเซลเซียส แล้วทำไมพวกเขาถึงรวมกันเป็นหนึ่ง? ทั้งหมดนี้ต้องขอบคุณคุณสมบัติทางเคมี ฮาโลเจนและฟลูออรีนทั้งหมดมีความสามารถในการออกซิไดซ์สูงสุด พวกมันทำปฏิกิริยากับโลหะและสามารถจุดติดไฟได้เองที่อุณหภูมิห้องโดยไม่มีปัญหาใดๆ

วงโคจรถูกเติมเต็มอย่างไร?

อิเล็กตรอนถูกจัดเรียงตามกฎและหลักการอะไร? เราขอแนะนำให้คุณทำความคุ้นเคยกับสามคำหลักซึ่งมีการใช้ถ้อยคำที่เรียบง่ายเพื่อความเข้าใจที่ดีขึ้น:

1. หลักการของพลังงานน้อยที่สุด อิเล็กตรอนมักจะเติมออร์บิทัลเพื่อเพิ่มพลังงาน
2. หลักการของเปาลี หนึ่งวงโคจรไม่สามารถมีอิเล็กตรอนเกินสองตัวได้
3. กฎของฮุนด์ ภายในระดับย่อยหนึ่งระดับ อิเล็กตรอนจะเติมออร์บิทัลว่างก่อน จากนั้นจึงเกิดเป็นคู่เท่านั้น

โครงสร้างของอะตอมจะช่วยเติมเต็มและในกรณีนี้จะเข้าใจได้ง่ายขึ้นในแง่ของภาพ ดังนั้นเมื่อทำงานจริงกับการสร้างไดอะแกรมวงจรจึงจำเป็นต้องเก็บไว้ให้พร้อม

ตัวอย่าง

เพื่อสรุปทุกสิ่งที่กล่าวไว้ในกรอบของบทความ คุณสามารถยกตัวอย่างว่าอิเล็กตรอนของอะตอมมีการกระจายไปตามระดับ ระดับย่อย และออร์บิทัลของพวกมันอย่างไร (นั่นคือ การกำหนดค่าของระดับคืออะไร) สามารถแสดงเป็นสูตร แผนภาพพลังงาน หรือแผนภาพเลเยอร์ได้ มีภาพประกอบที่ดีมากซึ่งเมื่อตรวจสอบอย่างละเอียดแล้วจะช่วยให้เข้าใจโครงสร้างของอะตอมได้ ดังนั้นระดับแรกจะถูกกรอกก่อน มีระดับย่อยเพียงระดับเดียวเท่านั้น โดยมีวงโคจรเพียงระดับเดียวเท่านั้น ทุกระดับจะถูกเติมเต็มตามลำดับ โดยเริ่มจากระดับที่เล็กที่สุด ขั้นแรก ภายในหนึ่งระดับย่อย จะมีการวางอิเล็กตรอนหนึ่งตัวในแต่ละวงโคจร จากนั้นจะมีการสร้างคู่ และหากมีอันว่างก็จะมีการสลับไปยังหัวข้อการเติมอื่น และตอนนี้คุณสามารถค้นหาด้วยตัวเองว่าโครงสร้างของไนโตรเจนหรืออะตอมฟลูออรีนคืออะไร (ซึ่งถือว่าก่อนหน้านี้) มันอาจจะยากสักหน่อยในช่วงแรก แต่คุณสามารถใช้รูปภาพเป็นแนวทางได้ เพื่อความชัดเจนเรามาดูโครงสร้างของอะตอมไนโตรเจนกัน มีโปรตอน 7 ตัว (รวมกับนิวตรอนที่ประกอบเป็นนิวเคลียส) และจำนวนอิเล็กตรอนเท่ากัน (ซึ่งประกอบเป็นเปลือกอิเล็กตรอน) ระดับ s แรกจะถูกกรอกก่อน มีอิเล็กตรอน 2 ตัว จากนั้นมาถึงระดับ s ที่สอง มีอิเล็กตรอน 2 ตัวด้วย และอีกสามอันจะวางอยู่บนระดับ p โดยที่แต่ละอันครอบครองหนึ่งวงโคจร

บทสรุป

อย่างที่คุณเห็นโครงสร้างของอะตอมไม่ใช่หัวข้อที่ยาก (ถ้าคุณเข้าใกล้มันจากมุมมองของหลักสูตรเคมีของโรงเรียน) และการทำความเข้าใจหัวข้อนี้ก็ไม่ใช่เรื่องยาก สุดท้ายนี้ฉันอยากจะบอกคุณเกี่ยวกับคุณสมบัติบางอย่าง ตัวอย่างเช่น เมื่อพูดถึงโครงสร้างของอะตอมออกซิเจน เรารู้ว่ามันมีโปรตอน 8 ตัวและนิวตรอน 8-10 ตัว และเนื่องจากทุกสิ่งในธรรมชาติมีแนวโน้มจะสมดุล ออกซิเจน 2 อะตอมจึงก่อตัวเป็นโมเลกุล โดยที่อิเล็กตรอน 2 ตัวที่ไม่ได้รับการจับคู่จะเกิดพันธะโควาเลนต์ โอโซน (O 3) โมเลกุลออกซิเจนที่เสถียรอีกโมเลกุลหนึ่งก็ก่อตัวในลักษณะเดียวกัน เมื่อทราบโครงสร้างของอะตอมออกซิเจนแล้ว คุณสามารถวาดสูตรสำหรับปฏิกิริยาออกซิเดชั่นซึ่งมีสารที่พบมากที่สุดในโลกมีส่วนร่วมได้อย่างถูกต้อง

สารใดๆ ประกอบขึ้นด้วยอนุภาคขนาดเล็กมากที่เรียกว่า อะตอม . อะตอมเป็นอนุภาคที่เล็กที่สุดขององค์ประกอบทางเคมีที่ยังคงรักษาคุณสมบัติเฉพาะทั้งหมดเอาไว้ หากต้องการจินตนาการถึงขนาดของอะตอม ก็เพียงพอที่จะบอกว่าหากวางพวกมันไว้ใกล้กัน หนึ่งล้านอะตอมจะมีระยะห่างเพียง 0.1 มม.

การพัฒนาวิทยาศาสตร์เพิ่มเติมเกี่ยวกับโครงสร้างของสสารพบว่าอะตอมยังมีโครงสร้างที่ซับซ้อนและประกอบด้วยอิเล็กตรอนและโปรตอน นี่คือวิธีที่ทฤษฎีอิเล็กทรอนิกส์ของโครงสร้างของสสารเกิดขึ้น

ในสมัยโบราณพบว่ามีกระแสไฟฟ้าอยู่ 2 ประเภท คือ บวกและลบ ปริมาณไฟฟ้าที่มีอยู่ในร่างกายจึงเรียกว่าประจุ ประจุอาจเป็นบวกหรือลบก็ได้ ขึ้นอยู่กับประเภทของกระแสไฟฟ้าที่ร่างกายครอบครอง

มันยังถูกสร้างขึ้นจากการทดลองอีกด้วยว่าประจุเหมือนจะผลักกัน และประจุก็ต่างดึงดูดกัน

ลองพิจารณาดู โครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม- อะตอมประกอบด้วยอนุภาคที่มีขนาดเล็กกว่าพวกมันเรียกว่า อิเล็กตรอน.

คำนิยาม:อิเล็กตรอนเป็นอนุภาคที่เล็กที่สุดของสสารซึ่งมีประจุไฟฟ้าลบน้อยที่สุด

อิเล็กตรอนโคจรรอบนิวเคลียสกลางซึ่งประกอบด้วยหนึ่งอะตอมหรือมากกว่า โปรตอนและ นิวตรอนในวงโคจรที่มีศูนย์กลาง อิเล็กตรอนเป็นอนุภาคที่มีประจุลบ โปรตอนมีประจุบวก และนิวตรอนมีความเป็นกลาง (รูปที่ 1.1)

คำนิยาม:โปรตอนเป็นอนุภาคที่เล็กที่สุดของสสารซึ่งมีประจุไฟฟ้าบวกน้อยที่สุด

การมีอยู่ของอิเล็กตรอนและโปรตอนนั้นไม่ต้องสงสัยเลย นักวิทยาศาสตร์ไม่เพียงแต่กำหนดมวล ประจุ และขนาดของอิเล็กตรอนและโปรตอนเท่านั้น แต่ยังกำหนดให้พวกมันทำงานในอุปกรณ์วิศวกรรมไฟฟ้าและวิทยุต่างๆ อีกด้วย

นอกจากนี้ยังพบว่ามวลของอิเล็กตรอนขึ้นอยู่กับความเร็วของการเคลื่อนที่ และอิเล็กตรอนไม่เพียงแต่เคลื่อนที่ไปข้างหน้าในอวกาศเท่านั้น แต่ยังหมุนรอบแกนของมันด้วย

โครงสร้างที่ง่ายที่สุดคืออะตอมไฮโดรเจน (รูปที่ 1.1) ประกอบด้วยโปรตอนนิวเคลียสและอิเล็กตรอนที่หมุนด้วยความเร็วสูงรอบนิวเคลียส ก่อตัวเป็นเปลือกนอก (วงโคจร) ของอะตอม อะตอมที่ซับซ้อนมากขึ้นจะมีเปลือกหลายชั้นที่อิเล็กตรอนหมุนอยู่

เปลือกเหล่านี้เต็มไปด้วยอิเล็กตรอนตามลำดับจากนิวเคลียส (รูปที่ 1.2)

ทีนี้เรามาดูกันดีกว่า - เปลือกชั้นนอกสุดเรียกว่า ความจุและเรียกจำนวนอิเล็กตรอนที่มีอยู่ในนั้น ความจุ- ยิ่งห่างไกลจากแกนกลาง วาเลนซ์เชลล์,ดังนั้นแรงดึงดูดที่น้อยกว่าที่อิเล็กตรอนแต่ละตัวจะได้รับจากนิวเคลียส ดังนั้นอะตอมจึงเพิ่มความสามารถในการยึดอิเล็กตรอนเข้ากับตัวเองในกรณีที่เปลือกวาเลนซ์ไม่เต็มและอยู่ห่างจากนิวเคลียสหรือสูญเสียพวกมันไป
อิเล็กตรอนเปลือกนอกสามารถรับพลังงานได้ หากอิเล็กตรอนที่อยู่ในเปลือกวาเลนซ์ได้รับพลังงานตามระดับที่ต้องการจากแรงภายนอก พวกมันสามารถแยกตัวออกจากมันและออกจากอะตอมซึ่งก็คือกลายเป็นอิเล็กตรอนอิสระ อิเล็กตรอนอิสระสามารถเคลื่อนที่แบบสุ่มจากอะตอมหนึ่งไปอีกอะตอมได้ วัสดุเหล่านั้นที่มีอิเล็กตรอนอิสระจำนวนมากเรียกว่า ตัวนำ .

ฉนวน เป็นสิ่งที่ตรงกันข้ามกับตัวนำ พวกเขาป้องกันการไหลของกระแสไฟฟ้า ลูกถ้วยมีความเสถียรเนื่องจากเวเลนซ์อิเล็กตรอนของอะตอมบางอะตอมเติมเปลือกเวเลนซ์ของอะตอมอื่นเข้าด้วยกัน เพื่อป้องกันการก่อตัวของอิเล็กตรอนอิสระ
ครอบครองตำแหน่งกลางระหว่างฉนวนและตัวนำ เซมิคอนดักเตอร์ แต่เราจะพูดถึงพวกเขาในภายหลัง
ลองพิจารณาดู คุณสมบัติของอะตอม- อะตอมที่มีจำนวนอิเล็กตรอนและโปรตอนเท่ากันจะมีความเป็นกลางทางไฟฟ้า อะตอมที่ได้รับอิเล็กตรอนตั้งแต่หนึ่งตัวขึ้นไปจะมีประจุลบและเรียกว่าไอออนลบ หากอะตอมสูญเสียอิเล็กตรอนไปหนึ่งตัวหรือมากกว่านั้น มันจะกลายเป็นไอออนบวก กล่าวคือ อะตอมจะมีประจุบวก

แนวคิดเรื่อง "อะตอม" เป็นที่คุ้นเคยสำหรับมนุษยชาติมาตั้งแต่สมัยกรีกโบราณ ตามคำกล่าวของนักปรัชญาโบราณ อะตอมคืออนุภาคที่เล็กที่สุดซึ่งเป็นส่วนหนึ่งของสสาร

โครงสร้างทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม

อะตอมประกอบด้วยนิวเคลียสที่มีประจุบวกซึ่งมีโปรตอนและนิวตรอน อิเล็กตรอนเคลื่อนที่ในวงโคจรรอบนิวเคลียส ซึ่งแต่ละตัวสามารถแสดงลักษณะเฉพาะด้วยชุดของตัวเลขควอนตัมสี่ชุด ได้แก่ หลัก (n) วงโคจร (l) แม่เหล็ก (มล.) และสปิน (ms หรือ s)

เลขควอนตัมหลักเป็นตัวกำหนดพลังงานของอิเล็กตรอนและขนาดของเมฆอิเล็กตรอน พลังงานของอิเล็กตรอนส่วนใหญ่ขึ้นอยู่กับระยะห่างของอิเล็กตรอนจากนิวเคลียส ยิ่งอิเล็กตรอนอยู่ใกล้นิวเคลียสมากเท่าใด พลังงานก็จะยิ่งน้อยลงเท่านั้น กล่าวอีกนัยหนึ่ง หมายเลขควอนตัมหลักจะกำหนดตำแหน่งของอิเล็กตรอนที่ระดับพลังงานเฉพาะ (ชั้นควอนตัม) เลขควอนตัมหลักมีค่าเป็นชุดของจำนวนเต็มตั้งแต่ 1 ถึงอนันต์

หมายเลขควอนตัมของวงโคจรแสดงลักษณะรูปร่างของเมฆอิเล็กตรอน เมฆอิเล็กตรอนที่มีรูปร่างต่างกันทำให้เกิดการเปลี่ยนแปลงพลังงานของอิเล็กตรอนภายในระดับพลังงานเดียว กล่าวคือ แบ่งออกเป็นระดับย่อยพลังงาน เลขควอนตัมในวงโคจรสามารถมีค่าได้ตั้งแต่ศูนย์ถึง (n-1) รวมเป็น n ค่า ระดับย่อยของพลังงานถูกกำหนดด้วยตัวอักษร:

เลขควอนตัมแม่เหล็กแสดงการวางแนวของวงโคจรในอวกาศ ยอมรับค่าจำนวนเต็มตั้งแต่ (+l) ถึง (-l) รวมถึงศูนย์ด้วย จำนวนค่าที่เป็นไปได้ของเลขควอนตัมแม่เหล็กคือ (2l+1)

อิเล็กตรอนที่เคลื่อนที่ในสนามของนิวเคลียสของอะตอมนอกเหนือจากโมเมนตัมเชิงมุมของวงโคจรแล้วยังมีโมเมนตัมเชิงมุมของตัวเองซึ่งแสดงลักษณะการหมุนของแกนหมุนรอบแกนของมันเอง คุณสมบัติของอิเล็กตรอนนี้เรียกว่าสปิน ขนาดและการวางแนวของการหมุนนั้นมีลักษณะเฉพาะด้วยเลขควอนตัมของการหมุนซึ่งสามารถรับค่า (+1/2) และ (-1/2) ค่าการหมุนที่เป็นบวกและลบสัมพันธ์กับทิศทางของมัน

ก่อนที่สิ่งที่กล่าวมาทั้งหมดจะเป็นที่รู้จักและได้รับการยืนยันจากการทดลอง มีแบบจำลองโครงสร้างของอะตอมหลายแบบ หนึ่งในแบบจำลองแรกของโครงสร้างของอะตอมถูกเสนอโดย E. Rutherford ซึ่งในการทดลองเกี่ยวกับการกระเจิงของอนุภาคอัลฟ่าแสดงให้เห็นว่ามวลอะตอมเกือบทั้งหมดมีความเข้มข้นในปริมาตรที่น้อยมากซึ่งเป็นนิวเคลียสที่มีประจุบวก . ตามแบบจำลองของเขา อิเล็กตรอนเคลื่อนที่ไปรอบนิวเคลียสในระยะห่างที่มากพอสมควร และจำนวนของพวกมันก็เป็นเช่นนั้น โดยรวมแล้ว อะตอมมีความเป็นกลางทางไฟฟ้า

แบบจำลองโครงสร้างอะตอมของรัทเทอร์ฟอร์ดได้รับการพัฒนาโดยเอ็น. บอร์ ซึ่งในการวิจัยของเขายังได้รวมคำสอนของไอน์สไตน์เกี่ยวกับควอนตัมแสงและทฤษฎีควอนตัมรังสีของพลังค์เข้าด้วยกัน Louis de Broglie และSchrödingerเสร็จสิ้นสิ่งที่พวกเขาเริ่มต้นและนำเสนอแบบจำลองโครงสร้างอะตอมขององค์ประกอบทางเคมีที่ทันสมัยแก่โลก

ตัวอย่างการแก้ปัญหา

ตัวอย่างที่ 1

ออกกำลังกาย	ระบุจำนวนโปรตอนและนิวตรอนที่มีอยู่ในนิวเคลียสของไนโตรเจน (เลขอะตอม 14) ซิลิคอน (เลขอะตอม 28) และแบเรียม (เลขอะตอม 137)
สารละลาย	จำนวนโปรตอนในนิวเคลียสของอะตอมขององค์ประกอบทางเคมีถูกกำหนดโดยเลขลำดับในตารางธาตุ และจำนวนนิวตรอนคือความแตกต่างระหว่างเลขมวล (M) และประจุของนิวเคลียส (Z) ไนโตรเจน: n(N)= M -Z = 14-7 = 7 ซิลิคอน: n(ศรี)= M -Z = 28-14 = 14. แบเรียม: n (บา)= M -Z = 137-56 = 81
คำตอบ	จำนวนโปรตอนในนิวเคลียสไนโตรเจนคือ 7 นิวตรอน - 7; ในนิวเคลียสของอะตอมซิลิคอนมีโปรตอน 14 ตัวและนิวตรอน 14 ตัว ในนิวเคลียสของอะตอมแบเรียมมีโปรตอน 56 ตัวและนิวตรอน 81 ตัว

ตัวอย่างที่ 2

ออกกำลังกาย	จัดเรียงระดับย่อยพลังงานตามลำดับที่เต็มไปด้วยอิเล็กตรอน: ก) 3p, 3d, 4s, 4p; ข) 4วัน , 5 วินาที, 5p, 6 วินาที; ค) 4ฉ , 5ส , 6ร; 4วัน , 6 วินาที; ง) 5d, 6s, 6p, 7s, 4f .
สารละลาย	ระดับย่อยพลังงานจะเต็มไปด้วยอิเล็กตรอนตามกฎของ Klechkovsky ข้อกำหนดเบื้องต้นคือค่าต่ำสุดของผลรวมของตัวเลขควอนตัมหลักและออร์บิทัล ระดับย่อย s มีลักษณะเป็นตัวเลข 0, p - 1, d - 2 และ f-3 เงื่อนไขที่สองคือระดับย่อยที่มีค่าน้อยที่สุดของเลขควอนตัมหลักจะถูกเติมก่อน
คำตอบ	ก) วงโคจร 3p, 3d, 4s, 4p จะตรงกับตัวเลข 4, 5, 4 และ 5 ดังนั้นการเติมอิเล็กตรอนจะเกิดขึ้นตามลำดับต่อไปนี้: 3p, 4s, 3d, 4p b) ออร์บิทัล 4d , 5s, 5p, 6s จะตรงกับตัวเลข 7, 5, 6 และ 6 ดังนั้นการเติมอิเล็กตรอนจะเกิดขึ้นตามลำดับต่อไปนี้: 5s, 5p, 6s, 4d c) วงโคจร 4f , 5ส , 6ร; 4วัน , 6s จะตรงกับตัวเลข 7, 5, 76 และ 6 ดังนั้นการเติมอิเล็กตรอนจะเกิดขึ้นตามลำดับต่อไปนี้: 5s, 4d , 6s, 4f, 6r. d) วงโคจร 5d, 6s, 6p, 7s, 4f จะตรงกับตัวเลข 7, 6, 7, 7 และ 7 ดังนั้น การเติมอิเล็กตรอนจะเกิดขึ้นตามลำดับต่อไปนี้: 6s, 4f, 5d, 6p, 7s

เนื่องจากในระหว่างปฏิกิริยาเคมี นิวเคลียสของอะตอมที่ทำปฏิกิริยายังคงไม่เปลี่ยนแปลง (ยกเว้นการเปลี่ยนแปลงของกัมมันตภาพรังสี) คุณสมบัติทางเคมีของอะตอมจึงขึ้นอยู่กับโครงสร้างของเปลือกอิเล็กทรอนิกส์ ทฤษฎี โครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมสร้างขึ้นบนพื้นฐานของอุปกรณ์กลศาสตร์ควอนตัม ดังนั้นโครงสร้างของระดับพลังงานของอะตอมจึงสามารถหาได้จากการคำนวณทางกลควอนตัมของความน่าจะเป็นในการค้นหาอิเล็กตรอนในอวกาศรอบนิวเคลียสของอะตอม ( ข้าว. 4.5).

ข้าว. 4.5- โครงการแบ่งระดับพลังงานออกเป็นระดับย่อย

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

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

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

ข้าว. 4.6- รูปร่างและทิศทางของออร์บิทัลของอิเล็กตรอน

ในระหว่างปฏิกิริยาเคมี นิวเคลียสของอะตอมจะไม่เกิดการเปลี่ยนแปลง มีเพียงเปลือกอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมเท่านั้นที่เปลี่ยนแปลง โครงสร้างที่อธิบายคุณสมบัติหลายประการขององค์ประกอบทางเคมี จากทฤษฎีโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม ความหมายทางกายภาพเชิงลึกของกฎธาตุเคมีของเมนเดเลเยฟได้ถูกสร้างขึ้น และสร้างทฤษฎีพันธะเคมีขึ้น

เหตุผลทางทฤษฎีของระบบธาตุเคมีเป็นระยะรวมถึงข้อมูลเกี่ยวกับโครงสร้างของอะตอมยืนยันการมีอยู่ของการเชื่อมโยงระหว่างช่วงเวลาของการเปลี่ยนแปลงคุณสมบัติขององค์ประกอบทางเคมีและการทำซ้ำเป็นระยะของการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ประเภทเดียวกันของอะตอม

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

ตารางที่ 4.2.

ในช่วงเวลาขนาดใหญ่ เมื่อประจุของนิวเคลียสเพิ่มขึ้น การเติมระดับด้วยอิเล็กตรอนจะยากขึ้น ซึ่งจะอธิบายการเปลี่ยนแปลงคุณสมบัติขององค์ประกอบที่ซับซ้อนมากขึ้นเมื่อเปรียบเทียบกับองค์ประกอบของคาบขนาดเล็ก

ลักษณะที่เหมือนกันของคุณสมบัติขององค์ประกอบทางเคมีในกลุ่มย่อยนั้นอธิบายได้ด้วยโครงสร้างที่คล้ายกันของระดับพลังงานภายนอกดังแสดงใน โต๊ะ 4.3แสดงลำดับการเติมระดับพลังงานด้วยอิเล็กตรอนสำหรับกลุ่มย่อยของโลหะอัลคาไล

ตารางที่ 4.3.

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