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원자의 구조, 화학 결합, 원자가 및 분자 구조. 화학 원소의 원자 구조

다큐멘터리 교육 영화. 시리즈 "물리학".

원자 (그리스 원자에서 - 나눌 수 없음) - 단일 핵, 화학적으로 나눌 수 없는 입자 화학 원소, 물질 속성의 운반자. 물질은 원자로 구성됩니다. 원자 자체는 양전하를 띤 핵과 음전하를 띤 전자 구름으로 구성됩니다. 일반적으로 원자는 전기적으로 중성입니다. 원자의 크기는 전자 구름의 크기에 의해 완전히 결정됩니다. 원자핵의 크기는 전자 구름의 크기에 비해 무시할 수 있기 때문입니다. 핵은 Z 양전하를 띤 양성자(양성자 전하는 기존 단위에서 +1에 해당)와 전하를 띠지 않는 N 중성자(양성자와 중성자를 핵자라고 함)로 구성됩니다. 따라서 핵의 전하는 양성자의 수에 의해서만 결정되며 주기율표에 있는 원소의 일련번호와 같습니다. 핵의 양전하는 음전하를 띤 전자(임의 단위의 전자 전하 -1)에 의해 보상되어 전자 구름을 형성합니다. 전자의 수는 양성자의 수와 같습니다. 양성자와 중성자의 질량은 동일합니다(각각 1 amu 및 1 amu).

원자의 질량은 핵의 질량에 의해 결정됩니다. 전자의 질량은 양성자와 중성자의 질량보다 약 1850배 작기 때문에 계산에서 거의 고려되지 않습니다. 중성자 수는 원자 질량과 양성자 수(N=A-Z)의 차이로 알 수 있습니다. 엄격하게 구성된 핵을 가진 모든 화학 원소의 원자 유형 특정 숫자양성자(Z)와 중성자(N)를 핵종이라고 합니다.

전자의 특성과 전자 준위 형성 규칙을 연구하기 전에 원자 구조에 대한 아이디어 형성의 역사를 다룰 필요가 있습니다. 우리는 원자 구조 형성의 전체 역사를 고려하지 않고 전자가 원자에 어떻게 위치하는지 가장 명확하게 보여줄 수 있는 가장 적절하고 가장 "올바른" 아이디어에 대해서만 설명할 것입니다. 물질의 기본 구성 요소로서 원자의 존재는 고대 그리스 철학자들에 의해 처음 제안되었습니다. 그 후 원자 구조의 역사는 원자의 불가분성, 원자의 톰슨 모델 등 다양한 사상과 험난한 길을 걸었다. 1911년 Ernest Rutherford가 제안한 원자 모델이 가장 가까운 것으로 판명되었습니다. 그는 원자를 태양계, 원자의 핵이 태양의 역할을 하고 전자가 행성처럼 그 주위를 도는 곳. 정지 궤도에 전자를 배치하는 것은 원자의 구조를 이해하는 데 매우 중요한 단계였습니다. 그러나 그러한 행성 모델원자의 구조는 고전역학과 충돌했다. 사실은 전자가 궤도를 돌 때 위치 에너지를 잃어 결국 핵으로 "떨어져" 원자가 존재하지 않게 된다는 것입니다. 이러한 역설은 Niels Bohr의 가정의 도입으로 제거되었습니다. 이러한 가정에 따르면, 전자는 핵 주위의 정지 궤도에서 이동하며 정상적인 조건에서는 에너지를 흡수하거나 방출하지 않습니다. 이 가정은 고전역학의 법칙이 원자를 기술하는 데 적합하지 않다는 것을 보여줍니다. 이 원자 모델을 보어-러더퍼드 모델이라고 합니다. 계속 행성 구조원자는 원자의 양자 역학 모델이며 이에 따라 전자를 고려할 것입니다.

전자는 입자파 이중성을 나타내는 준입자이다. 그것은 입자(미립자)인 동시에 파동입니다. 입자의 특성에는 전자의 질량과 전하, 파동 특성(회절 및 간섭 능력)이 포함됩니다. 전자의 파동과 입자 속성 사이의 관계는 드 브로이 방정식에 반영됩니다.

(강의 노트)

원자의 구조. 소개.

화학에서 연구의 대상은 화학 원소와 그 화합물입니다. 화학 원소동일한 양전하를 가진 원자 그룹을 호출합니다. 원자그것을 유지하는 화학 원소의 가장 작은 입자 화학적 특성. 서로 연결하여 하나 또는 다른 요소의 원자가 더 복잡한 입자를 형성합니다. 분자. 원자 또는 분자의 집합은 화학 물질을 형성합니다. 각 개별 화학 물질은 끓는점 및 녹는점, 밀도, 전기 및 열전도율 등과 같은 일련의 개별 물리적 특성을 특징으로 합니다.

1. 원자의 구조와 주기율표

디. 멘델레예프.

채우기 순서 패턴에 대한 지식 및 이해 주기율표요소 D.I. Mendeleev는 다음을 이해하도록 합니다.

1. 특정 요소의 자연에 존재하는 물리적 본질,

2. 원소의 화학적 원자가의 성질,

3. 다른 원소와 상호작용할 때 전자를 주고받는 원소의 능력 및 "쉬움",

4. 형성할 수 있는 화학 결합의 성질 주어진 요소다른 요소와 상호 작용할 때 단순 및 복잡한 분자 등의 공간 구조

원자의 구조.

원자는 움직이고 서로 상호 작용하는 기본 입자의 복잡한 마이크로 시스템입니다.

19세기 말과 20세기 초에 원자는 더 작은 입자인 중성자, 양성자, 전자로 구성되어 있다는 것이 발견되었습니다. 마지막 두 입자는 하전된 입자이고, 양성자는 양전하를 띠고, 전자는 음입니다. 바닥 상태에 있는 원소의 원자는 전기적으로 중성이므로, 이는 어떤 원소의 원자에 있는 양성자의 수가 전자의 수와 같다는 것을 의미합니다. 원자의 질량은 양성자와 중성자의 질량의 합에 의해 결정되며, 그 수는 D.I.의 주기율표에서 원자 질량과 일련 번호의 차이와 같습니다. 멘델레예프.

1926년에 슈뢰딩거는 그가 유도한 파동 방정식을 사용하여 원소의 원자에서 미세 입자의 운동을 설명할 것을 제안했습니다. 수소 원자에 대한 슈뢰딩거 파동 방정식을 풀 때 세 개의 정수 양자수가 나타납니다. N, ℓ 그리고 중 ℓ , 핵의 중심 필드에 있는 3차원 공간에서 전자의 상태를 특성화합니다. 양자수 N, ℓ 그리고 중 ℓ 정수 값을 가져옵니다. 3개의 양자수로 정의되는 파동함수 N, ℓ 그리고 중 ℓ 슈뢰딩거 방정식을 풀고 얻은 결과를 궤도라고합니다. 궤도는 전자가 발견될 가능성이 가장 높은 공간 영역입니다.화학 원소의 원자에 속하는. 따라서 수소 원자에 대한 슈뢰딩거 방정식의 해는 세 개의 양자수가 나타나게 합니다. 물리적 의미이는 원자가 가질 수 있는 세 가지 다른 종류의 궤도를 특성화한다는 것입니다. 각각의 양자수를 자세히 살펴보자.

주 양자수 n은 모든 양의 정수 값을 사용할 수 있습니다. n = 1,2,3,4,5,6,7... 이것은 전자 수준의 에너지와 전자 "구름"의 크기를 특성화합니다. 주양자수의 수가 주어진 원소가 위치한 주기의 수와 일치하는 것이 특징이다.

방위각 또는 궤도 양자수ℓ는 정수 값을 취할 수 있습니다 ℓ = 0….최대 n – 1 전자 운동의 순간을 결정합니다. 즉, 궤도 모양. ℓ의 다양한 수치에 대해 다음 표기법이 사용됩니다. ℓ = 0, 1, 2, 3 및 기호로 표시 에스, 피, 디, 에프, 각각 ℓ = 0, 1, 2 및 3. 원소 주기율표에는 스핀 번호가 있는 원소가 없습니다. ℓ = 4.

자기양자수중 ℓ 전자 궤도의 공간적 배열과 결과적으로 전자의 전자기적 특성을 특성화합니다. -에서 값을 취할 수 있습니다. ℓ +로 ℓ , 0을 포함합니다.

모양 또는 더 정확하게는 원자 궤도의 대칭 속성은 다음에 따라 달라집니다. 양자수 ℓ 그리고 중 ℓ . "전자 클라우드"에 해당 에스- 궤도는 공 모양을 가지고 있습니다 (동시에 ℓ = 0).

그림 1. 1초 궤도

양자수 ℓ = 1 및 m ℓ = -1, 0 및 +1로 정의된 궤도를 p-궤도라고 합니다. m ℓ는 3개이므로 다른 값, 원자는 3개의 에너지적으로 동등한 p-오비탈을 갖는다(그들의 주요 양자 수는 동일하고 n = 2,3,4,5,6 또는 7의 값을 가질 수 있음). p-오비탈은 축 대칭을 가지며 외부 필드(그림 1.2)에서 x, y 및 z 축을 따라 배향된 3차원 8개의 형태를 갖습니다. 따라서 기호 p x , p y 및 p z 의 원점입니다.

그림 2. p x , p y 및 p z -궤도

또한 첫 번째 ℓ = 2 및 m ℓ = -2, -1, 0, +1 및 +2에 대해 d- 및 f- 원자 궤도가 있습니다. 즉, 다섯 AO, 두 번째 ℓ = 3 및 m ℓ = -3, -2, -1, 0, +1, +2 및 +3, 즉. 7 AO.

네 번째 양자 중 에스스핀 양자수라고 불리는 이 수는 1925년 Goudsmit과 Uhlenbeck에 의해 수소 원자 스펙트럼의 미묘한 영향을 설명하기 위해 도입되었습니다. 전자의 스핀은 방향이 양자화 된 전자의 하전 된 소립자의 각운동량입니다. 특정 각도로 엄격하게 제한됩니다. 이 방향은 전자에 대해 다음과 같은 스핀 자기 양자 수(들)의 값에 의해 결정됩니다. ½ 따라서 전자의 경우 양자화 규칙에 따라 중 에스 = ± ½. 이와 관련하여 3개의 양자수 집합에 양자수를 더해야 한다. 중 에스 . 우리는 4개의 양자수가 멘델레예프의 주기율표가 구성되는 순서를 결정한다는 점을 다시 한 번 강조하고 첫 번째 주기에는 두 개의 원소, 두 번째와 세 번째 주기에는 8개, 네 번째 주기에는 18개 등만 존재하는 이유를 설명합니다. , 원자의 다중 전자 구조, 즉 원자의 양전하가 증가함에 따라 전자 준위가 채워지는 순서를 설명하기 위해 전자의 거동을 "지배"하는 4개의 양자수에 대한 아이디어를 갖는 것만으로는 충분하지 않습니다. 전자 궤도를 채울 때 몇 가지를 더 알아야 합니다. 간단한 규칙, 즉, 파울리의 법칙, Gund의 법칙, Klechkovsky의 법칙.

파울리의 원리에 따르면 4개의 양자수의 특정 값을 특징으로 하는 동일한 양자 상태에서 하나 이상의 전자가 있을 수 없습니다.이것은 원칙적으로 하나의 전자가 모든 원자 궤도에 배치될 수 있음을 의미합니다. 두 전자는 스핀 양자수가 다른 경우에만 동일한 원자 궤도에 있을 수 있습니다.

3개의 p-AO, 5개의 d-AO 및 7개의 f-AO를 전자로 채울 때 Pauli 원칙뿐만 아니라 Hund 규칙에 따라야 합니다. 바닥 상태에서 한 서브쉘의 오비탈을 채우는 것은 동일한 스핀을 가진 전자로 발생합니다.

서브쉘을 채울 때(피, 디, 에프) 스핀 합계의 절대값은 최대이어야 합니다..

클레흐코프스키의 법칙. Klechkovsky 규칙에 따르면 채울 때디 그리고 에프전자에 의한 궤도는 존중되어야합니다최소 에너지의 원리. 이 원리에 따르면 바닥 상태의 전자는 궤도를 최소 에너지 준위로 채웁니다. 하위 수준 에너지는 양자 수의 합에 의해 결정됩니다.N + ℓ = E .

Klechkovsky의 첫 번째 규칙: 먼저 해당 하위 수준을 채우십시오.N + ℓ = E 최소한의.

Klechkovsky의 두 번째 규칙: 평등의 경우N + ℓ 여러 하위 수준에 대한 하위 수준N 최소한의 .

현재 109개의 요소가 알려져 있습니다.

2. 이온화 에너지, 전자 친화도 및 전기 음성도.

원자의 전자 배열의 가장 중요한 특성은 이온화 에너지(EI) 또는 이온화 포텐셜(IP)과 원자의 전자 친화도(SE)입니다. 이온화 에너지는 0K에서 자유 원자에서 전자가 분리되는 과정에서 에너지의 변화입니다. A = + + ē . 원소의 원자 번호 Z에 대한 이온화 에너지의 의존성, 원자 반경의 크기는 뚜렷한 주기적 특성을 가지고 있습니다.

전자 친화도(SE)는 0K에서 음이온의 형성과 함께 고립된 원자에 전자를 추가할 때 수반되는 에너지의 변화입니다. A + ē = A - (원자와 이온은 바닥 상태에 있습니다).이 경우 VZAO에 두 개의 전자가 있으면 전자가 가장 낮은 자유 원자 궤도(LUAO)를 차지합니다. SE는 궤도 전자 구성에 크게 의존합니다.

EI 및 SE의 변화는 EI 및 SE의 값에서 이러한 특성을 예측하는 데 사용되는 원소 및 그 화합물의 많은 특성의 변화와 상관관계가 있습니다. 할로겐은 절대 전자 친화도가 가장 높습니다. 원소 주기율표의 각 그룹에서 이온화 포텐셜 또는 EI는 원소 수가 증가함에 따라 감소하며, 이는 원자 반경의 증가 및 전자층의 수의 증가와 관련되며, 이는 원소의 환원력.

원소 주기율표의 표 1은 eV/원자 단위의 EI 및 SE 값을 제공합니다. 참고 정확한 값 SE는 소수의 원자에 대해서만 알려져 있으며 그 값은 표 1에 밑줄이 그어져 있습니다.

1 번 테이블

주기율표에서 원자의 첫 번째 이온화 에너지(EI), 전자 친화도(SE) 및 전기 음성도 χ).

χ

0.747

2. 1 0

0, 3 7

1,2 2

χ

0.54

1. 55

-0.3

1. 1 3

0.2

0. 91

1.2 5

-0. 1

0, 55

1.47

0. 59

3.45

0. 64

1 ,60

χ

0. 7 4

1. 89

-0.3

1 . 3 1

1 . 6 0

0. 6

1.63

0.7

2.07

3.61

χ

2.3 6

- 0 .6

1.26(α)

-0.9

1 . 39

0. 18

1.2

0. 6

2.07

3.36

χ

2.4 8

-0.6

1 . 56

0. 2

2.2

χ

2.6 7

2, 2 1

영형에스

χ - 폴링 전기 음성도

아르 자형- 원자 반경, ("일반 및 무기 화학의 실험실 및 세미나 수업", N.S. Akhmetov, M.K. Azizova, L.I. Badygina)

화학 물질은 우리 주변의 세상을 구성하는 것들입니다.

각 화학 물질의 특성은 두 가지 유형으로 나뉩니다. 이들은 다른 물질을 형성하는 능력을 특성화하는 화학적이고, 객관적으로 관찰되고 화학적 변형과 분리되어 고려될 수 있는 물리적입니다. 예를 들어 물질의 물리적 특성은 응집 상태(고체, 액체 또는 기체), 열전도도, 열용량, 다양한 매체(물, 알코올 등)에서의 용해도, 밀도, 색상, 맛 등입니다. .

일부의 변형 화학 물질다른 물질로 바뀌는 것을 화학 현상 또는 화학 반응이라고 합니다. 물리적 현상도 있다는 점에 유의해야 합니다. 여기에는 분명히 일부 변화가 수반됩니다. 물리적 특성다른 물질로 전환되지 않은 물질. 예를 들어, 물리적 현상에는 얼음이 녹는 것, 물이 얼거나 증발하는 것 등이 포함됩니다.

어떤 과정에서 화학 현상이 일어난다는 사실은 관찰함으로써 결론을 내릴 수 있습니다. 형질 화학 반응색상 변화, 강수, 가스 방출, 열 및/또는 빛 방출과 같은.

따라서 예를 들어 다음을 관찰하여 화학 반응 과정에 대한 결론을 내릴 수 있습니다.

일상 생활에서 스케일이라고 불리는 물을 끓일 때 침전물이 형성됩니다.

불을 태우는 동안 열과 빛의 방출;

슬라이스 색상 변경 신선한 사과생방송;

반죽 발효 중 기포 발생 등

화학 반응 과정에서 실제로 변화를 겪지 않지만 새로운 방식으로 만 서로 연결된 물질의 가장 작은 입자를 원자라고합니다.

그러한 물질 단위의 존재에 대한 바로 그 아이디어는 고대 그리스그리스어에서 문자 그대로 번역된 "atomos"는 "나눌 수 없는"을 의미하기 때문에 "원자"라는 용어의 기원을 실제로 설명하는 고대 철학자의 마음에 있습니다.

그러나 생각과 달리 고대 그리스 철학자, 원자는 물질의 절대 최소값이 아닙니다. 자체가 복잡한 구조를 가지고 있습니다.

각 원자는 p + , n o 및 e - 기호로 각각 표시되는 소위 아원자 입자 - 양성자, 중성자 및 전자로 구성됩니다. 사용된 표기법의 위 첨자는 양성자에 단위 양전하가 있고 전자에 단위 음전하가 있으며 중성자에는 전하가 없음을 나타냅니다.

원자의 질적 구조에 관해서는, 각 원자는 전자가 전자 껍질을 형성하는 소위 핵에 집중된 모든 양성자와 중성자를 가지고 있습니다.

양성자와 중성자는 거의 같은 질량을 가지고 있습니다. m p ≈ m n 이고 전자 질량은 각각의 질량보다 거의 2000배 작습니다. m p / m e ≈ m n / m e ≈ 2000.

원자의 기본적인 성질은 전기적 중성이고 전자 1개의 전하는 양성자 1개의 전하와 같기 때문에 모든 원자에 있는 전자의 수는 양성자의 수와 같다고 결론지을 수 있다.

예를 들어 아래 표는 가능한 원자 구성을 보여줍니다.

동일한 핵 전하를 가진 원자의 유형, 즉 ~와 함께 같은 숫자핵에 있는 양성자를 화학 원소라고 합니다. 따라서 위의 표에서 원자 1과 원자 2는 한 화학 원소에 속하고 원자 3과 원자 4는 다른 화학 원소에 속한다는 결론을 내릴 수 있습니다.

각 화학 원소에는 고유 한 이름과 개별 기호가 있으며 특정 방식으로 읽습니다. 따라서 예를 들어 원자가 핵에 단 하나의 양성자를 포함하는 가장 단순한 화학 원소는 "수소"라는 이름을 가지며 "회"로 읽히는 "H"기호로 표시되며 화학 원소 +7의 핵 전하(즉, 7개의 양성자 포함) - "질소"에는 "엔"으로 읽히는 "N" 기호가 있습니다.

위의 표에서 볼 수 있듯이 한 화학 원소의 원자는 핵의 중성자 수가 다를 수 있습니다.

동일한 화학 원소에 속하지만 중성자의 수가 다르고 그 결과 질량이 다른 원자를 동위원소라고 합니다.

예를 들어, 화학 원소 수소는 3개의 동위 원소(1 H, 2 H 및 3 H)를 가지고 있습니다. H 기호 위의 지수 1, 2 및 3은 중성자와 양성자의 총 수를 의미합니다. 저것들. 수소가 원자핵에 하나의 양성자가 있다는 사실을 특징으로 하는 화학 원소라는 사실을 알고 있으면 1 H 동위 원소(1-1 = 0)에는 중성자가 전혀 없다는 결론을 내릴 수 있습니다. 2 H 동위원소 - 1개의 중성자(2-1=1) 및 동위원소 3 H - 2개의 중성자(3-1=2). 이미 언급한 바와 같이 중성자와 양성자는 질량이 같고 전자의 질량은 그들에 비해 무시할 만하므로 2H 동위원소는 1H 동위원소의 거의 2배, 3H 동위원소는 동위원소는 3배나 무겁다. 수소 동위원소 덩어리의 이러한 큰 확산과 관련하여 2H 및 3H 동위원소에는 다른 화학 원소에는 일반적이지 않은 별도의 개별 이름과 기호가 지정되기까지 했습니다. 2H 동위원소는 중수소(deuterium)로 명명하고 기호 D를 부여하고, 3H 동위원소는 삼중수소로 명명하고 기호 T를 부여하였다.

양성자와 중성자의 질량을 1로 하고 전자의 질량을 무시한다면, 실제로 원자에 있는 양성자와 중성자의 총 수에 더하여 왼쪽 위의 지수도 그 질량으로 간주할 수 있고, 따라서이 지수는 질량 수라고하며 기호 A로 표시됩니다. 모든 양성자의 핵 전하가 원자에 해당하고 각 양성자의 전하가 조건부로 +1로 간주되기 때문에 핵이라고 한다 청구 번호(지). 원자의 중성자 수를 문자 N으로 표시하면 수학적으로 질량 수, 전하 수 및 중성자 수 사이의 관계를 다음과 같이 나타낼 수 있습니다.

현대 개념에 따르면 전자는 이중(입자 파동) 성질을 가지고 있습니다. 그것은 입자와 파동의 속성을 모두 가지고 있습니다. 전자는 입자처럼 질량과 전하를 가지고 있지만, 동시에 파동과 같은 전자의 흐름은 회절하는 능력이 특징입니다.

원자에서 전자의 상태를 설명하기 위해 표현이 사용됩니다. 양자 역학, 전자는 특정 운동 궤적을 갖지 않으며 공간의 어느 지점에나 위치할 수 있지만 확률은 다릅니다.

전자가 발견될 가능성이 가장 높은 핵 주위의 공간 영역을 원자 궤도라고 합니다.

원자 궤도는 다음을 가질 수 있습니다. 다양한 형태, 크기 및 방향. 원자 궤도는 전자 구름이라고도합니다.

그래픽으로 하나의 원자 궤도는 일반적으로 정사각형 셀로 표시됩니다.

양자 역학은 매우 복잡한 수학적 장치를 가지고 있으므로 학교 화학 과정의 틀 내에서 양자 역학 이론의 결과만 고려합니다.

이러한 결과에 따르면 모든 원자 궤도와 그 위에 위치한 전자는 4개의 양자수로 완전히 특성화됩니다.

  • 주요 양자 수 - n - 주어진 궤도에서 전자의 총 에너지를 결정합니다. 주요 양자수 값의 범위는 모두 정수, 즉. n = 1,2,3,4, 5 등
  • 궤도 양자 수 - l -은 원자 궤도의 모양을 특징으로하며 0에서 n-1까지의 정수 값을 취할 수 있습니다. 여기서 n은 주요 양자 수입니다.

l = 0인 궤도가 호출됩니다. 에스-궤도. s-궤도는 구형이며 공간에서 방향이 없습니다.

l = 1인 궤도를 호출합니다. 피-궤도. 이 오비탈은 3차원 8자 모양, 즉 대칭 축을 중심으로 그림 8을 회전시켜 얻은 모양으로 외형은 아령과 비슷합니다.

l = 2인 궤도를 호출합니다. 디-궤도, 그리고 l = 3 - 에프-궤도. 그들의 구조는 훨씬 더 복잡합니다.

3) 자기 양자수(m l)는 특정 원자 궤도의 공간적 방향을 결정하고 방향에 대한 궤도 각운동량의 투영을 표현합니다. 자기장. 자기 양자 수 m l 외부 자기장 강도 벡터의 방향에 대한 궤도의 방향에 해당하며 0을 포함하여 -l에서 +l까지의 정수 값을 취할 수 있습니다. 총 가능한 값같음 (2l+1). 예를 들어 l = 0 m l = 0(하나의 값), l = 1 m l = -1, 0, +1(3개의 값), l = 2 m l = -2, -1, 0, + 1, +2(자기양자수의 5가지 값) 등

예를 들어, p-오비탈, 즉 궤도 양자 수 l = 1을 갖는 궤도는 "3차원 8자형"의 모양을 가지며 자기 양자 수(-1, 0, +1)의 세 값에 해당하며, 이는 차례로 해당 서로 수직인 공간에서 세 방향으로.

4) 스핀 양자 수(또는 간단히 스핀) - m s -는 조건부로 원자에서 전자의 회전 방향에 대한 책임이 있는 것으로 간주될 수 있으며 값을 가질 수 있습니다. 서로 다른 스핀을 가진 전자는 ↓ 및 .

주양자수의 동일한 값을 갖는 원자의 모든 오비탈 집합을 에너지 준위 또는 전자 껍질. 어떤 수 n을 갖는 임의의 에너지 준위는 n 2 오비탈로 구성됩니다.

많은 궤도 같은 값주 양자 수와 궤도 양자 수는 에너지 하위 수준을 나타냅니다.

주요 양자 수 n에 해당하는 각 에너지 준위는 n 하위 준위를 포함합니다. 차례로, 궤도 양자 수 l을 갖는 각 에너지 하위 수준은 (2l+1) 궤도로 구성됩니다. 따라서, s-부층은 하나의 s-오비탈, p-부층-세 개의 p-오비탈, d-부층-5개의 d-오비탈 및 f-부층-7개의 f-오비탈로 구성됩니다. 이미 언급했듯이 하나의 원자 궤도는 종종 하나의 정사각형 셀로 표시되기 때문에 s-, p-, d- 및 f-하위 수준은 다음과 같이 그래픽으로 나타낼 수 있습니다.

각 궤도는 3개의 양자 수 n, l 및 m l 의 엄격하게 정의된 개별 집합에 해당합니다.

궤도에 있는 전자의 분포를 전자 구성이라고 합니다.

전자로 원자 궤도를 채우는 것은 세 가지 조건에 따라 발생합니다.

  • 최소 에너지의 원리: 전자는 가장 낮은 에너지 하위 수준에서 시작하여 궤도를 채웁니다. 에너지가 증가하는 순서대로 하위 레벨의 순서는 다음과 같습니다. 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;

전자 하위 레벨을 채우는 이 순서를 더 쉽게 기억할 수 있도록 다음 그래픽 그림이 매우 편리합니다.

  • 파울리 원칙: 각 오비탈은 최대 2개의 전자를 보유할 수 있습니다.

오비탈에 전자가 1개 있으면 짝을 이루지 않은 전자라고 하고, 2개가 있으면 전자쌍이라고 합니다.

  • 훈트의 법칙: 원자의 가장 안정적인 상태는 한 하위 수준 내에서 원자가 짝을 이루지 않은 전자의 가능한 최대 수를 갖는 상태입니다. 이 원자의 가장 안정적인 상태를 바닥 상태라고 합니다.

실제로 위의 내용은 예를 들어 p-하위 수준의 3개 오비탈에 있는 첫 번째, 두 번째, 세 번째 및 네 번째 전자의 배치가 다음과 같이 수행됨을 의미합니다.

전하가 1인 수소에서 전하가 36인 크립톤(Kr)까지 원자 궤도를 채우는 것은 다음과 같이 수행됩니다.

원자 궤도가 채워지는 순서의 유사한 표현을 에너지 다이어그램이라고 합니다. 개별 요소의 전자 다이어그램을 기반으로 소위 전자 공식(구성)을 작성할 수 있습니다. 예를 들어, 15개의 양성자와 결과적으로 15개의 전자를 갖는 원소, 즉 인(P)의 에너지 다이어그램은 다음과 같습니다.

전자식으로 번역하면 인 원자는 다음과 같은 형태를 취합니다.

15 P = 1초 2 2초 2 2p 6 3초 2 3p 3

하위 수준 기호 왼쪽의 일반 크기 숫자는 에너지 준위의 수를 나타내고 하위 수준 기호 오른쪽의 위 첨자는 해당 하위 수준의 전자 수를 나타냅니다.

아래는 D.I.의 처음 36개 원소의 전자식입니다. 멘델레예프.

기간 제품 번호. 상징 제목 전자 공식
나 1 시간 수소 1초 1
2 그 헬륨 1s2
II 3 리 리튬 1초2 2초1
4 ~이다 베릴륨 1초2 2초2
5 비 붕소 1초 2 2초 2 2p 1
6 씨 탄소 1초 2 2초 2 2p 2
7 N 질소 1초 2 2초 2 2p 3
8 영형 산소 1초 2 2초 2 2p 4
9 에프 플루오르 1초 2 2초 2 2p 5
10 네 네온 1초 2 2초 2 2p 6
III 11 나 나트륨 1초 2 2초 2 2p 6 3초 1
12 mg 마그네슘 1초 2 2초 2 2p 6 3초 2
13 알 알류미늄 1초 2 2초 2 2p 6 3초 2 3p 1
14 시 규소 1초 2 2초 2 2p 6 3초 2 3p 2
15 피 인 1초 2 2초 2 2p 6 3초 2 3p 3
16 에스 황 1초 2 2초 2 2p 6 3초 2 3p 4
17 클 염소 1초 2 2초 2 2p 6 3초 2 3p 5
18 아르 아르곤 1초 2 2초 2 2p 6 3초 2 3p 6
IV 19 케이 칼륨 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1
20 카 칼슘 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2
21 남 스칸듐 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1
22 티 티탄 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2
23 V 바나듐 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3
24 크롬 크롬 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 에스에 디하위 수준
25 미네소타 망간 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5
26 철 철 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6
27 공동 코발트 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7
28 니 니켈 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8
29 구 구리 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 에스에 디하위 수준
30 아연 아연 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10
31 가 갈륨 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1
32 게 게르마늄 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2
33 처럼 비소 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3
34 세 셀렌 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4
35 브르 브롬 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5
36 크 크립톤 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6

이미 언급했듯이 바닥 상태에서 원자 궤도의 전자는 최소 에너지 원칙에 따라 배열됩니다. 그럼에도 불구하고 원자의 바닥 상태에 빈 p-오비탈이 있는 경우, 종종 과도한 에너지가 원자에 전달되면 원자가 소위 여기 상태로 전환될 수 있습니다. 예를 들어 바닥 상태의 붕소 원자는 전자 구성과 다음 형식의 에너지 다이어그램을 갖습니다.

5 B = 1초 2 2초 2 2p 1

그리고 들뜬 상태(*)에서, 즉. 붕소 원자에 약간의 에너지를 부여할 때 전자 구성 및 에너지 다이어그램은 다음과 같습니다.

5 B* = 1초 2 2초 1 2p 2

마지막으로 채워지는 원자의 하위 수준에 따라 화학 원소는 s, p, d 또는 f로 나뉩니다.

테이블 D.I에서 s, p, d 및 f-요소 찾기 멘델레예프:

  • s 요소에는 채워질 마지막 s 하위 수준이 있습니다. 이러한 요소에는 그룹 I 및 II의 기본(표 셀 왼쪽에 있음) 하위 그룹의 요소가 포함됩니다.
  • p-요소의 경우 p-하위 수준이 채워집니다. p-요소에는 첫 번째와 일곱 번째를 제외한 각 기간의 마지막 6개 요소와 III-VIII 그룹의 주요 하위 그룹 요소가 포함됩니다.
  • d-요소는 큰 기간에 s-요소와 p-요소 사이에 위치합니다.
  • f-요소는 란탄족과 악티늄족이라고 합니다. 그들은 D.I.에 의해 테이블의 맨 아래에 배치됩니다. 멘델레예프.

이 수업은 원자의 복잡한 구조에 대한 아이디어 형성에 전념합니다. 원자에서 전자의 상태가 고려되며 "원자 궤도 및 전자 구름"의 개념, 궤도의 형태(s--, p-, d-궤도)가 도입됩니다. 또한 에너지 준위 및 하위 준위에서의 최대 전자 수, 에너지 준위 및 하위 준위에 대한 전자 분포 처음 4개 기간의 원소 원자의 하위 준위, s-, p- 및 d-원소의 원자가 전자와 같은 측면도 고려됩니다. 원자의 전자 층 구조에 대한 그래픽 다이어그램(전자 그래픽 공식)이 제공됩니다.

주제: 원자의 구조. 정기법 D.I. 멘델레예프

수업: 원자의 구조

그리스어에서 번역 된 단어 " 원자""나누지 않는"을 의미합니다. 그러나 분할 가능성을 보여주는 현상이 발견되었습니다. X선 방출, 음극선 방출, 광전 효과 현상, 방사능 현상이 바로 그것입니다. 전자, 양성자 및 중성자는 원자를 구성하는 입자입니다. 그들은 호출 아원자 입자.

탭. 하나

양성자 외에도 대부분의 원자핵에는 다음이 포함되어 있습니다. 중성자요금이 부과되지 않습니다. 표에서 알 수 있듯이. 1에서, 중성자의 질량은 실질적으로 양성자의 질량과 다르지 않다. 양성자와 중성자는 원자의 핵을 구성하며 핵자 (핵 - 핵). 원자 질량 단위(a.m.u.)의 전하와 질량은 표 1에 나와 있습니다. 원자의 질량을 계산할 때 전자의 질량은 무시할 수 있습니다.

원자의 질량( 질량수)핵을 구성하는 양성자와 중성자의 질량의 합과 같다. 질량 수는 문자로 표시됩니다. 하지만. 이 양의 이름에서 정수로 반올림된 원소의 원자량과 밀접한 관련이 있음을 알 수 있다. A=Z+N

여기 ㅏ- 원자의 질량수(양성자와 중성자의 합), 지- 핵 전하(핵의 양성자 수), N는 핵에 있는 중성자의 수입니다. 동위 원소의 교리에 따르면 "화학 원소"의 개념은 다음과 같은 정의를 내릴 수 있습니다.

화학 원소 같은 핵 전하를 가진 원자 그룹을 호출합니다.

일부 요소는 다중으로 존재합니다. 동위원소. "동위원소"는 "같은 장소를 점유함"을 의미합니다. 동위 원소는 양성자 수는 같지만 질량이 다릅니다. 즉, 핵의 중성자 수(N 수)입니다. 중성자는 원소의 화학적 성질에 거의 또는 전혀 영향을 미치지 않기 때문에 동일한 원소의 모든 동위원소는 화학적으로 구별할 수 없습니다.

동위 원소는 동일한 핵 전하 (즉, 동일한 수의 양성자)를 갖지만 핵에 다른 수의 중성자를 갖는 동일한 화학 원소의 다양한 원자라고합니다.

동위 원소는 질량 수에서만 서로 다릅니다. 이것은 오른쪽 모서리에 위 첨자로 표시되거나 다음 줄에 표시됩니다. 12 C 또는 C-12 . 원소에 여러 천연 동위 원소가 포함되어 있으면 주기율표에서 D.I. Mendeleev는 보급을 고려하여 평균 원자 질량을 나타냅니다. 예를 들어, 염소에는 2개의 천연 동위 원소인 35 Cl과 37 Cl이 포함되어 있으며 그 함량은 각각 75%와 25%입니다. 따라서 염소의 원자 질량은 다음과 같습니다.

하지만아르 자형(클)=0,75 . 35+0,25 . 37=35,5

인공적으로 합성된 무거운 원자의 경우 하나의 원자 질량 값이 대괄호 안에 표시됩니다. 이것은 그 원소의 가장 안정한 동위 원소의 원자 질량입니다.

원자 구조의 기본 모델

역사적으로 원자의 Thomson 모델은 1897년에 처음으로 등장했습니다.

쌀. 1. J. Thomson의 원자 구조 모델

영국 물리학자 J. J. Thomson은 원자가 전자가 산재되어 있는 양전하를 띤 구체로 구성되어 있다고 제안했습니다(그림 1). 이 모델은 비유적으로 "자두 푸딩", 건포도가 있는 롤빵(여기서 "건포도"는 전자임) 또는 "씨앗"이 있는 "수박"(전자)이라고 합니다. 그러나 이 모델은 모순되는 실험 데이터가 얻어졌기 때문에 포기되었습니다.

쌀. 2. E. Rutherford의 원자 구조 모델

1910년, 영국의 물리학자 Ernst Rutherford는 그의 제자 Geiger 및 Marsden과 함께 Thomson 모델의 관점에서 설명할 수 없는 놀라운 결과를 제공하는 실험을 수행했습니다. Ernst Rutherford는 경험에 의해 원자의 중심에 양전하를 띤 핵이 있고(그림 2), 그 주위를 태양 주위의 행성처럼 전자가 회전한다는 것을 증명했습니다. 원자 전체는 전기적으로 중성이며 전자는 정전기 인력(쿨롱 힘)으로 인해 원자에 유지됩니다. 이 모델에는 많은 모순이 있었고 가장 중요한 것은 전자가 핵에 떨어지지 않는 이유와 핵에 의한 에너지의 흡수 및 방출 가능성을 설명하지 않은 것입니다.

1913년 덴마크의 물리학자 N. Bohr는 Rutherford의 원자 모형을 기초로 행성이 태양 주위를 회전하는 것과 거의 같은 방식으로 전자 입자가 원자핵 주위를 회전하는 원자 모형을 제안했습니다.

쌀. 3. N. 보어의 행성 모델

보어는 원자의 전자가 핵으로부터 엄격하게 정의된 거리의 궤도에서만 안정적으로 존재할 수 있다고 제안했습니다. 그는 이러한 궤도를 정지궤도라고 불렀습니다. 전자는 정지궤도 외부에 존재할 수 없습니다. 왜 그런지 보어는 당시에 설명할 수 없었다. 그러나 그는 그러한 모델(그림 3)이 많은 실험적 사실을 설명할 수 있음을 보여주었습니다.

현재 원자의 구조를 설명하는 데 사용 양자 역학.이것은 전자가 입자와 파동의 성질을 동시에 갖는다는 것, 즉 파동-입자 이중성을 갖는 과학이다. 양자역학에 따르면, 전자를 발견할 확률이 가장 높은 공간의 영역을궤도 함수. 전자가 핵에서 멀수록 핵과의 상호 작용 에너지는 낮아집니다. 가까운 에너지를 가진 전자가 형성 에너지 수준. 에너지 레벨 수같음 기간 번호, 이 요소는 테이블 D.I에 있습니다. 멘델레예프. 다양한 모양의 원자 궤도가 있습니다. (그림 4). d-오비탈과 f-오비탈은 더 복잡한 모양을 가지고 있습니다.

쌀. 4. 원자 궤도의 모양

모든 원자의 전자 껍질에는 핵에 있는 양성자 수만큼의 전자가 있으므로 원자 전체는 전기적으로 중성입니다. 원자의 전자는 에너지가 최소가 되도록 배열됩니다. 전자가 핵에서 멀수록 궤도가 더 많고 모양이 더 복잡합니다. 각 레벨과 하위 레벨은 특정 수의 전자만 보유할 수 있습니다. 하위 수준은 차례로 다음으로 구성됩니다. 궤도.

핵에 가장 가까운 첫 번째 에너지 준위에는 하나의 구형 궤도가 있을 수 있습니다( 1 에스). 두 번째 에너지 수준에서 - 구형 궤도, 크기가 크고 3개의 p 궤도: 2 에스2 ppp. 세 번째 수준에서: 3 에스3 ppp3 dddd.

핵 주위의 움직임 외에도 전자는 자신의 축을 중심으로 움직이는 움직임으로 나타낼 수 있습니다. 이 회전을 스핀(레인에서 영어로부터. "축"). 반대(반평행) 스핀을 가진 두 개의 전자만 하나의 오비탈에 있을 수 있습니다.

최고당 전자의 수 에너지 수준공식에 의해 결정된다 N=2 N 2.

여기서 n은 주요 양자 수(에너지 준위 수)입니다. 표를 참조하십시오. 2

탭. 2

마지막 전자가 있는 궤도에 따라 에스-, 피-, 디-집단.주요 하위 그룹의 요소는 다음에 속합니다. 에스-, 피-집단.측면 하위 그룹은 디-집단

원자의 전자 층 구조의 그래픽 다이어그램(전자 그래픽 공식).

원자 궤도에서 전자의 배열을 설명하기 위해 전자 구성이 사용됩니다. 한 줄로 쓰려면 오비탈을 범례( 에스--, 피-, 디-,에프-궤도), 그 앞에는 에너지 준위의 수를 나타내는 숫자가 있습니다. 숫자가 클수록 전자가 핵에서 멀어집니다. 대문자의 경우 궤도의 지정 위에이 궤도의 전자 수가 기록됩니다 (그림 5).

쌀. 5

그래픽으로 원자 궤도의 전자 분포는 세포로 나타낼 수 있습니다. 각 셀은 하나의 오비탈에 해당합니다. p-오비탈을 위한 3개의 그러한 셀, d-오비탈을 위한 5개, f-오비탈을 위한 7개의 그러한 셀이 있을 것입니다. 하나의 세포는 1 또는 2개의 전자를 포함할 수 있습니다. 에 따르면 건트의 법칙, 전자는 한 번에 하나씩 동일한 에너지의 오비탈(예: 3개의 p-오비탈)에 분포되며 이러한 각 오비탈에 이미 하나의 전자가 있는 경우에만 이러한 오비탈을 두 번째 전자로 채우기 시작합니다. 이러한 전자를 짝을 이루는.이것은 이웃 셀에서 전자가 유사하게 하전된 입자로서 서로 덜 반발한다는 사실에 의해 설명됩니다.

그림 참조. 원자 7 N의 경우 6

쌀. 6

스칸듐 원자의 전자 구성

21 남: 1 에스 2 2 에스 2 2 피 6 3 에스 2 3 피 6 4 에스 2 3 디 1

외부 에너지 준위의 전자를 원자가 전자라고 합니다. 21 남~을 참고하여 디-집단.

수업 요약

수업에서는 원자의 구조, 원자의 전자 상태를 고려하여 "원자 궤도 및 전자 구름"이라는 개념을 소개했습니다. 학생들은 궤도의 모양이 무엇인지 배웠습니다( 에스-, 피-, 디-궤도), 에너지 준위 및 하위 준위에서 전자의 최대 수는 얼마입니까, 에너지 준위에 대한 전자 분포는 무엇입니까? 에스-, 피- 그리고 디-집단. 원자의 전자 층 구조에 대한 그래픽 다이어그램(전자 그래픽 공식)이 제공됩니다.

서지

1. Rudzitis G.E. 화학. 일반 화학의 기초. 11학년: 교육 기관용 교과서: 기초 수준 / G.E. Rudzitis, F.G. 펠드만. - 14판. - 남: 교육, 2012.

2. 포펠 P.P. 화학: 8학년: 일반 교육 기관 교과서 / P.P. Popel, L.S. Krivlya. - K .: 정보 센터 "아카데미", 2008. - 240 p.: 아프다.

3. AV 마누이로프, V.I. 로디오노프. 화학의 기초. 인터넷 튜토리얼.

숙제

1. 5-7번 (p. 22) Rudzitis G.E. 화학. 일반 화학의 기초. 11학년: 교육 기관용 교과서: 기초 수준 / G.E. Rudzitis, F.G. 펠드만. - 14판. - 남: 교육, 2012.

2. 다음 요소에 대한 전자 공식을 작성하십시오. 6 C, 12 Mg, 16 S, 21 Sc.

3. 원소는 다음과 같은 전자식을 갖는다: a) 1s 2 2s 2 2p 4 .b) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1. c) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 . 이러한 요소는 무엇입니까?

원자의 구성.

원자는 다음으로 구성됩니다. 원자핵그리고 전자 껍질.

원자의 핵은 양성자( 피+) 및 중성자( N 0). 대부분의 수소 원자는 단일 양성자 핵을 가지고 있습니다.

양성자 수 N(피+)는 핵전하( 지) 및 원소의 자연 계열(및 원소 주기율표)에 있는 원소의 서수.

N(피 +) = 지

중성자 수의 합 N(N 0), 단순히 문자로 표시 N, 그리고 양성자 수 지~라고 불리는 질량수그리고 문자로 표시되어 있습니다 하지만.

ㅏ = 지 + N

원자의 전자 껍질은 핵 주위를 움직이는 전자로 구성됩니다( 이자형 -).

전자의 수 N(이자형-) 중성 원자의 전자 껍질에서 양성자의 수는 지그것의 핵심에.

양성자의 질량은 중성자의 질량과 거의 같고 전자의 질량의 1840배이므로 원자의 질량은 실질적으로 핵의 질량과 같습니다.

원자의 모양은 구형입니다. 핵의 반지름은 원자의 반지름보다 약 100,000배 작습니다.

화학 원소- 동일한 핵 전하를 갖는 원자 유형(원자 세트)(핵에 동일한 수의 양성자 포함).

동위 원소- 핵에 같은 수의 중성자를 가진 한 원소의 원자 집합(또는 핵에 같은 수의 양성자와 같은 수의 중성자를 가진 원자 유형).

다른 동위 원소는 원자 핵의 중성자 수가 서로 다릅니다.

단일 원자 또는 동위원소의 지정: (E - 원소 기호), 예: .


원자의 전자 껍질의 구조

원자 궤도원자에 있는 전자의 상태이다. 궤도 기호 - . 각 궤도는 전자 구름에 해당합니다.

바닥(여기되지 않은) 상태에 있는 실제 원자의 궤도는 네 가지 유형이 있습니다. 에스, 피, 디그리고 에프.

전자 클라우드- 90%(또는 그 이상)의 확률로 전자가 발견될 수 있는 공간의 부분.

메모: 때때로 "원자궤도"와 "전자구름"의 개념이 구별되지 않아 둘 다 "원자궤도"라고 부른다.

원자의 전자 껍질은 층을 이루고 있습니다. 전자층같은 크기의 전자 구름에 의해 형성됩니다. 한 층 형태의 궤도 전자("에너지") 수준, 그들의 에너지는 수소 원자에 대해 동일하지만 다른 원자에 대해서는 다릅니다.

같은 수준의 궤도는 다음으로 그룹화됩니다. 전자(에너지)하위 수준:
에스- 하위 수준(하나로 구성됨 에스-궤도), 기호 - .
피하위 레벨(3개로 구성 피
디하위 레벨(5개로 구성 디-궤도), 기호 - .
에프하위 수준(7개로 구성 에프-궤도), 기호 - .

동일한 하위 수준의 궤도의 에너지는 동일합니다.

하위 수준을 지정할 때 레이어 번호(전자 수준기)가 하위 수준 기호에 추가됩니다. 예: 2 에스, 3피, 5디수단 에스- 두 번째 수준의 하위 수준, 피- 세 번째 수준의 하위 수준, 디- 다섯 번째 수준의 하위 수준.

한 수준의 총 하위 수준 수는 수준 번호와 같습니다. N. 한 수준의 총 궤도 수는 다음과 같습니다. N 2. 따라서 한 레이어의 총 구름 수는 N 2 .

지정: - 자유 궤도(전자 없음), - 짝을 이루지 않은 전자가 있는 궤도, - 전자 쌍이 있는 궤도(2개의 전자 포함).

전자가 원자의 궤도를 채우는 순서는 세 가지 자연 법칙에 의해 결정됩니다(공식은 단순화된 방식으로 제공됨).

1. 최소 에너지의 원리 - 전자는 오비탈의 에너지가 증가하는 순서로 오비탈을 채웁니다.

2. 파울리의 원리 - 하나의 오비탈에는 두 개 이상의 전자가 있을 수 없습니다.

3. 훈트의 법칙 - 하위 수준 내에서 전자는 먼저 자유 궤도를 채우고(한 번에 하나씩), 그 후에야 전자 쌍을 형성합니다.

전자 준위(또는 전자 층)의 총 전자 수는 2입니다. N 2 .

에너지에 의한 하위 수준의 분포는 다음으로 표현됩니다(에너지 증가 순서).

1에스, 2에스, 2피, 3에스, 3피, 4에스, 3디, 4피, 5에스, 4디, 5피, 6에스, 4에프, 5디, 6피, 7에스, 5에프, 6디, 7피 ...

시각적으로 이 시퀀스는 에너지 다이어그램으로 표현됩니다.

수준, 하위 수준 및 궤도(원자의 전자 구성)에 따른 원자의 전자 분포는 전자 공식, 에너지 다이어그램, 또는 더 간단하게는 전자 레이어 다이어그램("전자 다이어그램")으로 묘사될 수 있습니다. .

원자의 전자 구조의 예:

원자가 전자- 화학 결합 형성에 참여할 수 있는 원자의 전자. 모든 원자의 경우, 이들은 모든 외부 전자와 외부 전자보다 에너지가 더 큰 외부 전자를 더한 것입니다. 예: Ca 원자에는 4개의 외부 전자가 있습니다. 에스 2, 그들은 또한 원자가입니다. Fe 원자에는 외부 전자가 있습니다 - 4 에스 2 하지만 그는 3 디 6, 따라서 철 원자에는 8개의 원자가 전자가 있습니다. 칼슘 원자의 원자가 전자식은 4입니다. 에스 2, 철 원자 - 4 에스 2 3디 6 .

D. I. Mendeleev의 화학 원소 주기율표
(화학 원소의 자연계)

화학 원소의 주기 법칙(현대 공식): 화학 원소의 특성과 그에 의해 형성되는 단순하고 복잡한 물질은 원자핵의 전하 값에 주기적으로 의존합니다.

주기율표- 주기적 법칙의 그래픽 표현.

화학 원소의 자연 범위- 원자핵의 양성자 수의 증가에 따라 배열된 화학 원소의 수, 또는 이러한 원자의 핵 전하 증가에 따라 동일한 것. 이 계열에 있는 원소의 일련번호는 이 원소의 원자핵에 있는 양성자 수와 같습니다.

화학 원소 표는 화학 원소의 자연 계열을 다음으로 "절단"하여 구성됩니다. 미문(표의 가로 행) 및 원자의 유사한 전자 구조를 가진 요소의 그룹화(표의 세로 열).

요소가 그룹으로 결합되는 방식에 따라 테이블은 장기간(동일한 수와 유형의 원자가 전자를 가진 요소는 그룹으로 수집됨) 및 단기(동일한 수의 원자가 전자를 가진 요소는 그룹으로 수집됩니다).

단기 테이블의 그룹은 하위 그룹으로 나뉩니다( 기본그리고 부작용), 장기 테이블의 그룹과 일치합니다.

같은 주기의 원소의 모든 원자는 주기의 수와 동일한 수의 전자층을 갖는다.

기간의 요소 수: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. 여덟 번째 기간의 대부분의 요소는 인위적으로 얻었으며, 이 기간의 마지막 요소는 아직 합성되지 않았습니다. 첫 번째를 제외한 모든 기간은 알칼리 금속 형성 원소(Li, Na, K 등)로 시작하여 희가스 형성 원소(He, Ne, Ar, Kr 등)로 끝납니다.

단기 테이블 - 8개 그룹, 각각은 두 개의 하위 그룹(주 및 보조)으로 나뉘고, 장기 테이블 - 16개 그룹은 A 또는 B 문자로 로마 숫자로 번호가 매겨집니다(예: IA, IIIB, VIA, VIIB. 장기 테이블의 그룹 IA는 단기 테이블의 첫 번째 그룹의 주요 하위 그룹에 해당합니다. 그룹 VIIB - 일곱 번째 그룹의 보조 하위 그룹: 나머지 - 유사하게.

화학 원소의 특성은 그룹과 기간에 따라 자연스럽게 변합니다.

기간 내(일련 번호 증가)

  • 핵전하가 증가한다
  • 외부 전자의 수가 증가하고,
  • 원자의 반경이 감소하고,
  • 핵과 전자의 결합 강도가 증가합니다(이온화 에너지),
  • 전기 음성도가 증가합니다.
  • 단순 물질의 산화 특성이 향상됩니다("비금속성"),
  • 단순 물질("금속성")의 환원 특성이 약화되고,
  • 수산화물 및 해당 산화물의 기본 특성을 약화시키고,
  • 수산화물 및 해당 산화물의 산성 특성이 증가합니다.

그룹으로(일련 번호 증가)

  • 핵전하가 증가한다
  • 원자의 반경이 증가합니다(A-그룹에서만).
  • 전자와 핵 사이의 결합 강도가 감소합니다(이온화 에너지, A-그룹에서만).
  • 전기 음성도 감소(A 그룹에서만),
  • 단순 물질("비금속성", A-그룹에서만)의 산화 특성을 약화시키고,
  • 단순 물질의 환원 특성이 향상됩니다("금속성", A-그룹에서만).
  • 수산화물 및 해당 산화물의 기본 특성이 증가합니다(A-그룹에서만).
  • 수산화물과 해당 산화물의 산성 성질이 약해집니다(A-그룹에서만).
  • 수소 화합물의 안정성이 감소합니다(환원 활성이 증가합니다. A-그룹에서만).

"주제 9. "원자의 구조에 대한 작업 및 테스트. D. I. Mendeleev(PSCE)의 화학 원소의 주기 법칙 및 주기 시스템".

  • 정기법 - 8~9급 원자의 주기율과 구조
    알아야 할 사항: 궤도를 전자로 채우는 법칙(최소 에너지의 원리, Pauli의 원리, Hund의 법칙), 주기적인 요소 시스템의 구조.

    다음을 할 수 있어야 합니다. 주기율표에서 원소의 위치에 따라 원자의 구성을 결정하고, 반대로 구성을 알고 있는 주기율표에서 원소를 찾습니다. 구조 다이어그램, 원자, 이온의 전자 구성을 묘사하고 반대로 다이어그램 및 전자 구성에서 PSCE의 화학 원소 위치를 결정합니다. PSCE에서의 위치에 따라 요소와 요소가 형성하는 물질을 특성화합니다. 원자 반경의 변화, 화학 원소의 특성 및 한 주기 및 주기율표의 하나의 주요 하위 그룹 내에서 형성되는 물질을 결정합니다.

    실시예 1세 번째 전자 수준에서 궤도의 수를 결정합니다. 이 궤도는 무엇입니까?
    궤도의 수를 결정하기 위해 다음 공식을 사용합니다. N궤도 = N 2, 어디 N- 레벨 번호. N궤도 = 3 2 = 9. 하나 3 에스-, 세 3 피- 그리고 다섯 3 디- 궤도.

    실시예 2전자식 1을 갖는 원소의 원자 결정 에스 2 2에스 2 2피 6 3에스 2 3피 1 .
    그것이 어떤 원소인지 결정하려면 원자의 총 전자 수와 동일한 일련 번호를 찾아야합니다. 이 경우: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. 이것은 알루미늄입니다.

    필요한 모든 것을 배운 후 작업을 진행하십시오. 성공을 기원합니다.


    추천 문헌:
    • O. S. Gabrielyan 외 화학, 11학년. M., Bustard, 2002;
    • G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. 화학 11 세포. M., 교육, 2001.

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