원자의 전자 껍질 구조. 원자 구조의 기초

이 수업은 원자의 복잡한 구조에 대한 아이디어 형성에 전념합니다. 원자에서 전자의 상태가 고려되고 "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. 정기법디. 멘델레예프

수업: 원자의 구조

번역 그리스 어, 단어 " 원자""나누지 않는"을 의미합니다. 그러나 분할 가능성을 보여주는 현상이 발견되었습니다. 이 방출 엑스레이, 음극선 방출, 광전 효과 현상, 방사능 현상. 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 거의 영향을 미치지 않기 때문에 화학적 특성동일한 원소의 모든 동위원소는 화학적으로 구별할 수 없습니다.

동위 원소는 동일한 핵 전하를 가진 동일한 화학 원소의 다양한 원자라고합니다. 같은 숫자양성자), 그러나 다른 번호핵의 중성자.

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

무거운 인공 합성 원자의 경우 하나의 값이 제공됩니다. 원자 질량대괄호 안에. 이것은 가장 안정한 동위 원소의 원자 질량입니다. 주어진 요소.

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. 에 따르면 양자 역학, 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. 존재하다 다양한 형태원자 궤도. (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 양자수(에너지 레벨 번호). 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 다음과 같이 작성합니다. 전설 (에스--, 피-, 디-,에프-궤도), 그 앞에는 에너지 준위의 수를 나타내는 숫자가 있습니다. 어떻게 더 많은 숫자전자가 핵에서 멀어질수록. 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 분포, 에스-, 피- 그리고 디-집단. 원자의 전자 층 구조에 대한 그래픽 다이어그램(전자 그래픽 공식)이 제공됩니다.

서지

1. Rudzitis G.E. 화학. 기초 일반 화학. 11학년: 교과서 교육 기관: 기본 레벨 / G.E. Rudzitis, F.G. 펠드만. - 14판. - 남: 교육, 2012.

2. 포펠 P.P. 화학: 8학년: 일반 교육용 교과서 교육 기관/ 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?

원자양전하를 띤 핵과 음전하를 띤 전자로 구성된 전기적으로 중성인 입자이다.

원자핵의 구조

원자핵로 구성 소립자두 가지 유형: 양성자(피) 그리고 중성자(N). 한 원자의 핵에 있는 양성자와 중성자의 합을 핵자 수:
,
어디 하지만- 핵자 번호, N- 중성자의 수, 지양성자의 수입니다.
양성자는 양전하(+1), 중성자는 전하(0), 전자는 음전하(-1)를 갖습니다. 양성자와 중성자의 질량은 거의 같으므로 1로 간주합니다. 전자의 질량은 양성자의 질량보다 훨씬 작으므로 화학에서 무시됩니다. 원자의 전체 질량이 핵에 집중되어 있습니다.
핵의 양전하를 띤 양성자의 수는 음전하를 띤 전자의 수와 같으며 원자 전체 전기적으로 중성.
같은 핵전하를 가진 원자는 화학 원소.
다양한 원소의 원자를 핵종.
동위원소- 같은 원소의 원자는 핵의 중성자 수가 다르기 때문에 핵자 수가 다릅니다.
수소의 동위원소

이름	ㅏ	지	N
프로튬 N	1	1	0
중수소 D	2	1	1
트리튬 T	3	1	2

방사성 붕괴

핵종의 핵은 다른 원소뿐만 아니라 다른 입자의 핵 형성과 함께 붕괴할 수 있습니다.
특정 원소의 원자가 자발적으로 붕괴하는 것을 방사성유 및 그러한 물질 - 방사성그리고. 방사능은 소립자 방출과 전자파를 동반한다 - 방사능 G.
핵붕괴 방정식- 핵반응 - 다음과 같이 작성됩니다.

주어진 핵종 원자의 절반이 붕괴하는 데 걸리는 시간을 반감기.
방사성 동위원소만을 포함하는 원소를 방사성에스. 이들은 요소 61 및 84-107입니다.

방사성 붕괴의 유형

1) -로즈파 e. -입자가 방출됩니다. 헬륨 원자의 핵. 이 경우 동위 원소의 핵자 수는 4 감소하고 핵의 전하는 2 단위 감소합니다. 예를 들면 다음과 같습니다.

2) -로즈파 e. 불안정한 핵에서 중성자는 양성자로 변하고 핵은 전자와 반중성미자를 방출합니다. -붕괴 동안 핵자 수는 변경되지 않고 핵 전하가 1만큼 증가합니다. 예를 들면 다음과 같습니다.

3) -로즈파 e. 여기된 핵은 매우 짧은 파장의 광선을 방출하지만 핵의 에너지는 감소하지만 핵자 수와 핵의 전하는 변하지 않습니다. 예를 들면 다음과 같습니다.

구조 전자 껍질처음 세 기간의 원소 원자

전자는 이중적인 성질을 가지고 있습니다. 전자는 입자와 파동 모두로 행동할 수 있습니다. 원자의 전자는 특정 궤적을 따라 이동하지 않지만 핵 공간 주변의 어느 부분에나 위치할 수 있습니다. 그러나 전자가 존재할 확률은 다른 부분들이 공간은 같지 않습니다. 전자가 있을 가능성이 있는 핵 주변의 영역을 궤도 함수유.
원자의 각 전자는 에너지 보유량에 따라 핵에서 일정한 거리에 있습니다. 거의 같은 에너지 형태를 가진 전자 에너지그리고, 또는 전자층그리고.
주어진 원소의 원자에 있는 전자로 채워진 에너지 준위의 수는 해당 원소가 위치한 주기의 수와 같습니다.
외부 에너지 준위의 전자 수는 그룹 수와 같습니다.요소가 있는 위치입니다.
동일한 에너지 준위 내에서 전자의 모양이 다를 수 있음 전자 구름그리고, 또는 궤도 함수그리고. 다음과 같은 형태의 궤도가 있습니다.
에스-형식:
피-형식:
도 있다 디-, 에프-오비탈 및 더 복잡한 모양의 기타.
전자구름의 모양이 같은 전자는 같은 모양 에너지 공급그리고: 에스-, 피-, 디-, 에프-하위 수준.
각 에너지 수준에서 하위 수준의 수는 이 수준의 수와 같습니다.
하나의 에너지 하위 수준 내에서 가능합니다. 다른 분포우주의 궤도. 따라서 3차원 좌표계에서 에스궤도는 하나의 위치만 가질 수 있습니다.

~을 위한 아르 자형-궤도 - 3개:

~을 위한 디-궤도 - 5, 에프-궤도 - 7.
궤도는 다음을 나타냅니다.
에스-하위 수준-
피-하위 수준-
디-하위 수준-
다이어그램에서 전자는 스핀을 나타내는 화살표로 표시됩니다. 스핀은 축을 중심으로 한 전자의 회전입니다. 화살표로 표시됩니다. 또는 . 동일한 궤도에 있는 두 개의 전자는 기록되지만 .
하나의 오비탈에는 두 개 이상의 전자가 있을 수 없습니다( 파울리 원칙).
최소 에너지의 원리일 : 원자에서 각 전자는 에너지가 최소가 되도록 위치합니다(핵과의 가장 큰 결합에 해당)..
예를 들어, 염소 원자의 전자 분포에:

하나의 짝을 이루지 않은 전자는 이 상태 - I에서 염소의 원자가를 결정합니다.
추가 에너지(조사, 가열)를 받는 동안 전자를 분리(승진)할 수 있습니다. 이 원자의 상태를 즈부제니 m.이 경우 짝을 이루지 않은 전자의 수가 증가하고 이에 따라 원자의 원자가가 변경됩니다.
염소 원자의 들뜬 상태~에 :

따라서 짝을 이루지 않은 전자의 수 중에서 염소는 원자가 III, V 및 VII를 가질 수 있습니다.

세상의 모든 것은 원자로 이루어져 있습니다. 그러나 그것들은 어디에서 왔으며, 그것들 자체는 무엇으로 구성되어 있습니까? 오늘 우리는 이 간단하고 근본적인 질문에 답합니다. 실제로, 지구에 사는 많은 사람들은 스스로 구성되는 원자의 구조를 이해하지 못한다고 말합니다.

당연히 친애하는 독자는이 기사에서 우리가 가장 간단하고 흥미로운 수준에서 모든 것을 제시하려고 노력하고 있으므로 과학적 용어로 "로드"하지 않는다는 것을 이해합니다. 문제를 더 공부하고 싶은 분들을 위해 전문가 수준, 전문 문헌을 읽는 것이 좋습니다. 그러나 이 기사에 있는 정보는 공부에 도움이 될 수 있으며 더 박식한 사람이 될 수 있습니다.

원자는 미시적 크기와 질량을 가진 물질의 입자이며, 화학 원소의 가장 작은 부분이며, 그 특성의 운반체입니다. 즉, 화학 반응을 일으킬 수 있는 물질의 가장 작은 입자입니다.

발견과 구조의 역사

원자의 개념은 고대 그리스에서 알려졌습니다. 원자론은 모든 물질이 나눌 수 없는 입자로 구성되어 있다는 물리 이론입니다. 만큼 잘 고대 그리스, 원자론의 아이디어는 고대 인도에서도 병행하여 개발되었습니다.

외계인이 당시 철학자들에게 원자에 대해 이야기했는지 아니면 스스로 생각했는지는 알려져 있지 않지만 화학자들은 훨씬 나중에 이 이론을 실험적으로 확인할 수 있었습니다. 나이.

오랫동안 원자의 구조에 대한 지배적인 생각은 그것을 나눌 수 없는 입자라는 생각이었습니다. 원자가 여전히 분할될 수 있다는 사실은 20세기 초에야 분명해졌습니다. 러더퍼드(Rutherford)는 알파 입자의 편향에 대한 유명한 실험 덕분에 원자가 전자가 회전하는 핵으로 구성되어 있다는 것을 배웠습니다. 받아들여졌다 행성 모형원자는 별 주위에 우리 태양계의 행성처럼 전자가 핵 주위를 회전하는 원자입니다.

원자 구조에 대한 현대적 아이디어는 훨씬 더 발전했습니다. 원자의 핵은 차례로 아원자 입자 또는 핵자 - 양성자와 중성자로 구성됩니다. 원자의 대부분을 구성하는 것은 핵자입니다. 동시에 양성자와 중성자 역시 쪼갤 수 없는 입자가 아니며 기본 입자인 쿼크로 구성되어 있습니다.

원자핵은 양수 전하, 궤도를 도는 전자는 음수입니다. 따라서 원자는 전기적으로 중성입니다.

다음은 탄소 원자 구조의 기본 다이어그램입니다.

원자의 성질

무게

원자의 질량은 일반적으로 원자 질량 단위로 측정됩니다. 원자 질량 단위는 바닥 상태에 있는 자유 휴지 탄소 원자의 1/12 질량입니다.

화학에서 원자의 질량을 측정하기 위해 개념이 사용됩니다. "몰". 1몰은 아보가드로 수와 같은 수의 원자를 포함하는 물질의 양입니다.

크기

원자는 매우 작습니다. 따라서 가장 작은 원자는 헬륨 원자이고 반지름은 32피코미터입니다. 가장 큰 원자는 반지름이 225피코미터인 세슘 원자입니다. 접두사 pico는 10의 12분의 1을 의미합니다! 즉, 32미터를 천억 배 줄이면 헬륨 원자의 반지름 크기가 됩니다.

동시에, 사물의 규모는 사실 원자가 99%의 공으로 구성되어 있을 정도입니다. 핵과 전자는 부피의 극히 작은 부분을 차지합니다. 설명을 위해 예를 살펴보겠습니다. 베이징의 올림픽 경기장 형태의 원자를 상상한다면(또는 베이징이 아닐 수도 있고 큰 경기장을 상상해보십시오), 이 원자의 핵은 필드 중앙에 위치한 체리가 될 것입니다. 전자의 궤도는 위쪽 스탠드 수준 어딘가에 있을 것이고 체리의 무게는 3천만 톤이 될 것입니다. 인상적이죠?

원자는 어디에서 왔습니까?

아시다시피, 이제 다양한 원자가 주기율표에서 그룹화됩니다. 여기에는 118개(예상되었지만 아직 발견되지 않은 원소가 있는 경우 - 126개)의 원소가 있으며 동위원소는 세지 않습니다. 그러나 항상 그렇지는 않았습니다.

우주 형성 초기에는 원자가 없었고 더욱이 엄청난 온도의 영향으로 서로 상호 작용하는 기본 입자 만있었습니다. 시인이 말했듯이 그것은 입자의 진정한 신격화였습니다. 우주 존재의 처음 3 분 동안 온도의 감소와 모든 요인의 우연의 일치로 인해 첫 번째 요소가 기본 입자에서 나타날 때 1 차 핵 합성 과정이 시작되었습니다 : 수소, 헬륨, 리튬 및 중수소(중수소). 열핵 반응이 일어난 깊숙한 곳에서 첫 번째 별이 형성 된 것은 이러한 요소에서 비롯되었으며 그 결과 수소와 헬륨이 "타서"더 무거운 요소가 형성되었습니다. 별이 충분히 크면 소위 "초신성"폭발로 수명이 끝났으며 그 결과 원자가 주변 공간으로 방출되었습니다. 그래서 전체 주기율표가 밝혀졌습니다.

따라서 우리를 구성하는 모든 원자는 한때 고대 별의 일부였다고 말할 수 있습니다.

원자핵은 왜 붕괴하지 않는가?

물리학에서 입자와 입자가 구성하는 물체 사이에는 네 가지 유형의 기본적인 상호작용이 있습니다. 이들은 강하고, 약하며, 전자기 및 중력 상호 작용입니다.

원자핵의 규모에서 나타나고 핵자 사이의 인력을 담당하는 강력한 상호 작용 덕분에 원자가 "강력한 너트"가 됩니다.

얼마 전 사람들은 원자핵이 분열할 때 엄청난 에너지가 방출된다는 사실을 깨달았습니다. 무거운 원자핵의 분열은 에너지원이다. 원자로그리고 핵무기.

따라서 친구, 원자 구조의 구조와 기본 사항을 소개한 후 언제든지 우리가 당신을 도울 준비가 되어 있음을 상기시킬 수 있습니다. 상관 없습니다, 당신은 졸업장을 완료해야합니다 핵 물리학, 또는 가장 작은 통제 - 상황은 다르지만 모든 상황에서 벗어날 수 있는 방법이 있습니다. 우주의 규모에 대해 생각하고 Zaochnik에서 일자리를 주문하고 기억하십시오. 걱정할 이유가 없습니다.

(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.

주기율표를 채우는 순서의 규칙성에 대한 지식과 이해 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. 주어진 원소가 다른 원소와 상호작용할 때 형성할 수 있는 화학 결합의 성질, 단순 분자와 복합 분자의 공간 구조 등

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 표기법: 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 양자 수에 따라 다릅니다. 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 갖습니다(그들의 주요 양자 수는 동일하고 n = 2,3,4,5,6 또는 7 값을 가질 수 있음). p-오비탈은 축 대칭을 가지며 외부 필드에서 x, y 및 z 축을 따라 배향된 3차원 8자 형태를 갖습니다(그림 1.2). 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 양자 수라고 불리는 이 수는 1925년 Goudsmit과 Uhlenbeck에 의해 수소 원자 스펙트럼의 미묘한 효과를 설명하기 위해 도입되었습니다. 전자의 스핀은 방향이 양자화된 전자의 하전된 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 원리뿐만 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 VZAO가 두 개의 전자로 채워져 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 전기음성도 χ).

0.747

2. 1 0

0, 3 7

1,2 2

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

0. 7 4

1. 89

-0.3

1 . 3 1

1 . 6 0

0. 6

1.63

0.7

2.07

3.61

2.3 6

- 0 .6

1.26(α)

-0.9

1 . 39

0. 18

1.2

0. 6

2.07

3.36

2.4 8

-0.6

1 . 56

0. 2

2.2

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)

원자의 개념은 물질의 입자를 지정하기 위해 고대 세계에서 발생했습니다. 그리스어로 원자는 "나누지 못하는"을 의미합니다.

전자

아일랜드의 물리학자 스토니는 실험에 기초하여 모든 원자에 존재하는 가장 작은 입자에 의해 전기가 운반된다는 결론에 도달했습니다. 화학 원소. $1891$에서 Stoney는 이러한 입자를 전자, 그리스어로 "호박"을 의미합니다.

전자라는 이름이 붙은 지 몇 년 후, 영국의 물리학자인 Joseph Thomson과 프랑스의 물리학자인 Jean Perrin은 전자가 음전하를 띤다는 것을 증명했습니다. 이것은 화학에서 단위 $(-1)$로 사용되는 가장 작은 음전하입니다. Thomson은 심지어 전자의 속도(빛의 속도와 동일 - $300,000$ km/s)와 전자의 질량(수소 원자의 질량보다 $1836$ 배 적음)을 결정하는 데 성공했습니다.

Thomson과 Perrin은 전류원의 극을 두 개의 극으로 연결했습니다. 금속판- 공기가 배출되는 유리관에 납땜 된 음극 및 양극. 전극판에 약 10,000볼트의 전압을 인가하면 관에서 발광 방전이 번쩍이고 입자가 음극(음극)에서 양극(양극)으로 날아가는데, 이를 과학자들이 처음으로 불렀다. 음극선, 그리고 나서 그것이 전자의 흐름이라는 것을 알아냈습니다. 예를 들어 TV 화면에 적용된 특수 물질에 전자가 부딪혀 빛을 발합니다.

결론은 다음과 같습니다. 전자는 음극을 만드는 재료의 원자에서 빠져 나옵니다.

자유 전자 또는 그 플럭스는 백열등과 같은 다른 방법으로 얻을 수 있습니다. 금속 와이어또는 주기율표 I족의 주요 하위 그룹의 원소(예: 세슘)에 의해 형성된 금속에 빛이 떨어질 때.

원자에서 전자의 상태

원자에서 전자의 상태는 다음과 같은 정보의 집합으로 이해됩니다. 에너지특정 전자 우주그것이 위치한 곳. 우리는 이미 원자의 전자가 운동 궤적을 가지고 있지 않다는 것을 알고 있습니다. 에 대해서만 이야기 할 수 있습니다 확률핵 주위의 공간에서 그것을 찾습니다. 그것은 핵을 둘러싸고 있는 이 공간의 어느 부분에나 위치할 수 있으며, 다양한 위치의 전체는 특정 음전하 밀도를 갖는 전자 구름으로 간주됩니다. 비유적으로, 이것은 다음과 같이 상상할 수 있습니다. 사진 마무리에서와 같이 100분의 1초 또는 100만 분의 1초 안에 원자의 전자 위치를 촬영할 수 있다면 그러한 사진의 전자는 점으로 표시될 것입니다. 이러한 사진을 셀 수 없이 겹치면 이러한 점의 대부분이 있는 가장 높은 밀도의 전자 구름 사진이 생성됩니다.

그림은 핵을 통과하는 수소 원자에서 이러한 전자 밀도의 "컷"을 보여주고 점선은 전자를 찾을 확률이 $90%$인 구를 구분합니다. 핵에 가장 가까운 윤곽선은 전자를 찾을 확률이 $10%$이고 핵에서 두 번째 윤곽선 내부에서 전자를 찾을 확률이 $20%$인 공간 영역을 포함하며 세 번째 윤곽선 내부 - $≈30 %$ 등 전자의 상태에는 약간의 불확실성이 있습니다. 이 특별한 상태를 특징짓기 위해 독일 물리학자 W. Heisenberg는 다음과 같은 개념을 도입했습니다. 불확정성 원리, 즉. 전자의 에너지와 위치를 동시에 정확하게 결정하는 것은 불가능하다는 것을 보여주었다. 전자의 에너지가 더 정확하게 결정될수록 그 위치는 더 불확실하고, 그 반대의 경우도 위치가 결정되면 전자의 에너지를 결정할 수 없습니다. 전자 검출 확률 영역에는 명확한 경계가 없습니다. 그러나 전자를 찾을 확률이 최대인 공간을 골라내는 것은 가능하다.

주위의 공간 원자핵전자가 발견될 가능성이 가장 높은 곳을 오비탈이라고 합니다.

여기에는 전자 구름의 약 $90%$가 포함되어 있으며, 이는 전자가 공간의 이 부분에 있는 시간의 약 $90%$를 의미합니다. 형식에 따르면 현재 알려진 유형의 오비탈 중 $4$가 구별되며 라틴 문자 $s, p, d$ 및 $f$로 표시됩니다. 일부 형태의 전자 궤도에 대한 그래픽 표현이 그림에 나와 있습니다.

특정 궤도에서 전자의 운동의 가장 중요한 특성은 핵과의 연결 에너지입니다. 에너지 값이 유사한 전자는 단일 전자층, 또는 에너지 수준. 에너지 준위는 핵에서 시작하여 $1, 2, 3, 4, 5, 6$ 및 $7$로 번호가 매겨집니다.

에너지 준위의 수를 나타내는 정수 $n$을 주양자수라고 합니다.

주어진 에너지 준위를 차지하는 전자의 에너지를 특성화합니다. 핵에 가장 가까운 첫 번째 에너지 준위의 전자는 에너지가 가장 낮습니다. 첫 번째 수준의 전자와 비교할 때 다음 수준의 전자는 많은 양의 에너지가 특징입니다. 결과적으로 외부 준위의 전자는 원자핵에 가장 강하게 결합되어 있습니다.

원자의 에너지 준위(전자층) 수는 화학 원소가 속한 D.I. Mendeleev 시스템의 주기 수와 같습니다. 첫 번째 주기의 요소 원자는 하나의 에너지 준위를 가집니다. 두 번째 기간 - 2; 일곱 번째 기간 - 일곱.

에너지 준위에서 가장 많은 전자 수는 다음 공식에 의해 결정됩니다.

여기서 $N$은 최대 전자 수입니다. $n$은 레벨 번호 또는 주요 퀀텀 번호입니다. 결과적으로 핵에 가장 가까운 첫 번째 에너지 준위는 2개 이하의 전자를 포함할 수 있습니다. 두 번째 - $8$ 이하; 세 번째 - $18$ 이하; 네 번째 - $32$ 이하. 그러면 에너지 준위(전자 층)는 어떻게 배열됩니까?

두 번째 에너지 준위 $(n = 2)$부터 시작하여 각 준위는 핵과의 결합 에너지에 의해 서로 약간 다른 하위 수준(하위층)으로 세분화됩니다.

하위 수준의 수는 주요 양자 수의 값과 같습니다.첫 번째 에너지 수준에는 하나의 하위 수준이 있습니다. 두 번째 - 두; 세 번째 - 세 번째; 네 번째는 4입니다. 하위 수준은 차례로 궤도에 의해 형성됩니다.

$n$의 각 값은 $n^2$와 같은 궤도의 수에 해당합니다. 표에 제시된 데이터에 따르면 주양자수 $n$과 하위준위 수, 오비탈의 유형 및 수, 하위준위 및 준위당 최대 전자 수 사이의 관계를 추적할 수 있습니다.

주요 양자 수, 궤도의 유형 및 수, 하위 수준 및 수준에서 전자의 최대 수.

에너지 수준 $(n)$	$n$와 동일한 하위 수준 수	궤도형	궤도의 수		최대 전자 수
			하위 수준에서	$n^2$와 같은 수준에서	하위 수준에서	$n^2$와 같은 수준에서
$K(n=1)$	$1$	$1s$	$1$	$1$	$2$	$2$
$L(n=2)$	$2$	$2s$	$1$	$4$	$2$	$8$
		$2p$	$3$		$6$
$M(n=3)$	$3$	$3s$	$1$	$9$	$2$	$18$
		$3p$	$3$		$6$
		$3d$	$5$		$10$
$N(n=4)$	$4$	$4s$	$1$	$16$	$2$	$32$
		$4p$	$3$		$6$
		$4d$	$5$		$10$
		$4f$	$7$		$14$

$s, p, d, f$와 같이 구성되는 궤도의 모양뿐만 아니라 라틴 문자로 하위 수준을 지정하는 것이 일반적입니다. 그래서:

$s$-sublevel - 원자핵에 가장 가까운 각 에너지 준위의 첫 번째 하위 수준은 하나의 $s$-궤도로 구성됩니다.
$p$-sublevel - 첫 번째 에너지 준위를 제외하고 각각의 두 번째 하위 수준은 3개의 $p$-궤도로 구성됩니다.
$d$-서브레벨 - 세 번째 에너지 레벨에서 시작하여 각각의 세 번째 서브레벨은 5개의 $d$-궤도로 구성됩니다.
네 번째 에너지 수준에서 시작하여 각각의 $f$-하위 수준은 7개의 $f$ 궤도로 구성됩니다.

원자핵

그러나 전자만이 원자의 일부는 아닙니다. 물리학자인 Henri Becquerel은 우라늄염을 함유한 천연 광물도 미지의 방사선을 방출하여 빛이 차단된 사진 필름을 비추는 것을 발견했습니다. 이 현상을 방사능.

방사선에는 세 가지 유형이 있습니다.

전자의 전하보다 2배 더 큰 전하를 갖지만 양의 부호를 가지며 수소 원자의 질량보다 4배 더 큰 질량을 갖는 $α$-입자로 구성된 $α-선;
$β$-선은 전자의 흐름입니다.
$γ$-선 - 전자파전하를 운반하지 않는 무시할 수 있는 질량.

결과적으로 원자는 복잡한 구조를 가지고 있습니다. 그것은 양전하를 띤 핵과 전자로 구성됩니다.

원자는 어떻게 배열되어 있습니까?

1910년 런던 근처 케임브리지에서 어니스트 러더퍼드(Ernest Rutherford)는 학생 및 동료들과 함께 얇은 금박을 통과하여 스크린에 떨어지는 $α$ 입자의 산란을 연구했습니다. 알파 입자는 일반적으로 원래 방향에서 단 1도만 벗어나서 금 원자 특성의 균일성과 균일성을 확인하는 것처럼 보입니다. 그리고 갑자기 연구자들은 어떤 $α$ 입자가 마치 장애물에 부딪힌 것처럼 갑자기 경로의 방향을 바꾸는 것을 알아차렸습니다.

러더퍼드는 호일 앞에 스크린을 배치함으로써 금 원자에서 반사된 $α$ 입자가 반대 방향으로 날아가는 드문 경우라도 감지할 수 있었습니다.

계산에 따르면 원자의 전체 질량과 모든 양전하가 작은 중앙 핵에 집중되어 있으면 관찰된 현상이 발생할 수 있습니다. 핵의 반지름은 음전하를 가진 전자가 있는 전체 원자의 반지름보다 100,000배 더 작습니다. 비유적으로 비유하자면 원자의 전체 부피는 루즈니키 경기장에 비유할 수 있고 핵은 경기장 중앙에 위치한 축구공에 비유할 수 있습니다.

어떤 화학 원소의 원자는 아주 작은 원자와 비슷합니다. 태양계. 따라서 Rutherford가 제안한 이러한 원자 모델을 행성이라고합니다.

양성자와 중성자

원자의 전체 질량이 집중되어 있는 작은 원자핵은 양성자와 중성자의 두 가지 유형의 입자로 구성되어 있음이 밝혀졌습니다.

양성자전자의 전하와 같은 전하를 갖지만 부호 $(+1)$가 반대이고 질량은 수소 원자의 질량과 같습니다(화학에서 단위로 허용됨). 양성자는 $↙(1)↖(1)p$(또는 $р+$)로 표시됩니다. 중성자전하를 띠지 않고 중성이며 양성자의 질량과 같은 질량을 가집니다. $1$. 중성자는 $↙(0)↖(1)n$(또는 $n^0$)로 표시됩니다.

양성자와 중성자를 총칭하여 핵자(위도에서. 핵- 핵심).

원자에 있는 양성자와 중성자의 수를 합한 값을 질량수. 예를 들어, 알루미늄 원자의 질량수:

무시할 수 있는 전자의 질량은 무시할 수 있으므로 원자의 전체 질량이 핵에 집중되어 있음이 분명합니다. 전자는 $e↖(-)$로 표시됩니다.

원자는 전기적으로 중성이기 때문에 원자의 양성자와 전자의 수가 같다는 것. 그것은 화학 원소의 원자 번호와 같습니다그에게 할당된 주기율표. 예를 들어, 철 원자의 핵은 $26$ 양성자를 포함하고 $26$ 전자는 핵 주위를 회전합니다. 중성자 수를 결정하는 방법은 무엇입니까?

아시다시피 원자의 질량은 양성자와 중성자의 질량의 합입니다. $(Z)$ 요소의 서수 알기, 즉 양성자의 수와 질량 수 $(A)$는 양성자와 중성자의 수의 합과 같으며 다음 공식을 사용하여 중성자 수 $(N)$를 찾을 수 있습니다.

예를 들어, 철 원자의 중성자 수는 다음과 같습니다.

$56 – 26 = 30$.

표는 소립자의 주요 특성을 보여줍니다.

소립자의 기본 특성.

동위원소

핵전하가 같지만 질량수가 다른 같은 원소의 다양한 원자를 동위원소라고 합니다.

단어 동위 원소 2개로 구성 그리스어 단어:이소- 동일하고 토포스- 장소는 원소 주기율표에서 "한 장소를 차지함"(세포)을 의미합니다.

자연에서 발견되는 화학 원소는 동위 원소의 혼합물입니다. 따라서 탄소에는 질량이 $12, 13, 14$인 세 개의 동위원소가 있습니다. 산소 - 질량이 $16, 17, 18$인 3개의 동위 원소 등

일반적으로 주기율표에서 주어지는 화학 원소의 상대 원자 질량은 주어진 원소의 동위원소의 자연 혼합물의 원자 질량의 평균값이며 자연에서의 상대적인 풍부함을 고려하므로 의 값 원자 질량은 종종 분수입니다. 예를 들어, 천연 염소 원자는 $35$(자연에 $75%$가 있음) 및 $37$($25%$가 있음)의 두 동위 원소의 혼합물입니다. 따라서 염소의 상대 원자 질량은 $35.5$입니다. 염소의 동위 원소는 다음과 같이 작성됩니다.

$↖(35)↙(17)(Cl)$ 및 $↖(37)↙(17)(Cl)$

염소 동위 원소의 화학적 성질은 칼륨, 아르곤과 같은 대부분의 화학 원소의 동위 원소와 정확히 동일합니다.

$↖(39)↙(19)(K)$ 및 $↖(40)↙(19)(K)$, $↖(39)↙(18)(Ar)$ 및 $↖(40)↙(18 )(아르)$

그러나 수소 동위 원소는 상대적 원자 질량의 급격한 증가로 인해 특성이 크게 다릅니다. 그들은 심지어 개인의 이름과 화학 신호: protium - $↖(1)↙(1)(H)$; 중수소 - $↖(2)↙(1)(H)$ 또는 $↖(2)↙(1)(D)$; 삼중수소 - $↖(3)↙(1)(H)$ 또는 $↖(3)↙(1)(T)$.

이제 화학 원소에 대해 현대적이고 보다 엄격하고 과학적으로 정의할 수 있습니다.

화학 원소는 동일한 핵 전하를 가진 원자의 집합입니다.

처음 네 기간의 원소 원자의 전자 껍질 구조

D. I. Mendeleev 시스템의 기간에 따른 요소 원자의 전자 구성 매핑을 고려하십시오.

첫 번째 기간의 요소.

원자의 전자 구조 도식은 전자 층(에너지 준위)에 대한 전자 분포를 보여줍니다.

원자의 전자 공식은 에너지 준위 및 하위 준위에 대한 전자 분포를 보여줍니다.

원자의 그래픽 전자 공식은 수준 및 하위 수준뿐만 아니라 궤도에서도 전자의 분포를 보여줍니다.

헬륨 원자에서 첫 번째 전자 층이 완전합니다. $2$ 전자가 있습니다.

수소와 헬륨은 $s$-원소이고, 이 원자들은 $s$-오비탈을 전자로 채웁니다.

두 번째 기간의 요소.

두 번째 기간의 모든 요소에 대해 첫 번째 전자 층이 채워지고 전자는 최소 에너지의 원리(첫 번째 $s$, 그 다음 $p$) 및 Pauli와 Hund의 규칙.

네온 원자에서 두 번째 전자 층이 완전합니다. $8$ 전자가 있습니다.

세 번째 기간의 요소.

세 번째 기간의 원소 원자의 경우 첫 번째 및 두 번째 전자 층이 완성되어 전자가 3s, 3p 및 3d 하위 수준을 차지할 수 있는 세 번째 전자 층이 채워집니다.

세 번째 기간의 원소 원자의 전자 껍질 구조.

$3.5$ 전자 궤도는 마그네슘 원자에서 완성됩니다. $Na$ 및 $Mg$는 $s$ 요소입니다.

알루미늄 및 후속 요소의 경우 $3d$ 하위 수준은 전자로 채워집니다.

$↙(18)(Ar)$ 아르곤

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

아르곤 원자에서 외부 층(세 번째 전자 층)에는 $8$ 전자가 있습니다. 외부 층이 완성되면 세 번째 전자 층에는 이미 알다시피 18개의 전자가 있을 수 있습니다. 즉, 세 번째 기간의 요소에는 채워지지 않은 $3d$-오비탈이 남아 있습니다.

$Al$부터 $Ar$까지의 모든 요소 - $p$ -집단.

$s-$ 및 $r$ -집단형태 주요 하위 그룹주기율표에서.

네 번째 기간의 요소.

칼륨과 칼슘 원자에는 네 번째 전자층이 있고 $4s$ 하위 준위가 채워져 있기 때문에 $3d$-하위 수준보다 에너지가 적습니다. 네 번째 기간의 원소 원자의 그래픽 전자 공식을 단순화하려면 다음을 수행하십시오.

조건부로 아르곤의 그래픽 전자 공식을 다음과 같이 나타냅니다. $Ar$;
우리는 이러한 원자에 대해 채워지지 않은 하위 수준을 묘사하지 않을 것입니다.

$K, Ca$ - $s$ -집단,주요 하위 그룹에 포함됩니다. $Sc$에서 $Zn$까지의 원자의 경우 3d 하위 수준은 전자로 채워집니다. $3d$ 요소입니다. 그들은에 포함됩니다 측면 하위 그룹,그들의 사전 외부 전자 층이 채워져 있습니다. 전환 요소.

크롬과 구리 원자의 전자 껍질 구조에 주의하십시오. $4s-$에서 $3d$ 하위 수준으로 전자 하나의 "실패"가 발생합니다. 이는 $3d^5$ 및 $3d^(10)$ 전자 구성의 더 큰 에너지 안정성으로 설명됩니다.

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

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

요소 기호, 일련 번호, 이름	전자 구조의 다이어그램	전자식	그래픽 전자 공식
$↙(19)(K)$ 칼륨		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$
$↙(20)(C)$ 칼슘		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$
$↙(21)(Sc)$ 스칸디움		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ 또는 $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$
$↙(22)(Ti)$ 티타늄		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ 또는 $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$
$↙(23)(V)$ 바나듐		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ 또는 $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$
$↙(24)(Cr)$ 크롬		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ 또는 $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$
$↙(29)(Сu)$ 크롬		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ 또는 $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$
$↙(30)(Zn)$ 아연		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ 또는 $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$
$↙(31)(Ga)$ 갈륨		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ 또는 $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$
$↙(36)(KR)$ 크립톤		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ 또는 $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$

아연 원자에서 세 번째 전자 층이 완전합니다. 모든 $3s, 3p$ 및 $3d$ 하위 수준이 채워져 총 $18$ 전자가 있습니다.

아연 다음의 원소에서는 네 번째 전자층인 $4p$-sublevel이 계속 채워집니다. $Ga$부터 $Kr$까지 요소 - $r$ -집단.

크립톤 원자의 외부(네 번째) 층이 완성되었으며 $8$의 전자가 있습니다. 그러나 네 번째 전자 층에만 알다시피 $32$의 전자가 있을 수 있습니다. 크립톤 원자에는 아직 채워지지 않은 $4d-$ 및 $4f$-하위 수준이 있습니다.

다섯 번째 기간의 요소는 $5s → 4d → 5р$의 순서로 하위 레벨을 채우고 있습니다. 그리고 $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙( 46) Pd$, $↙(47)Ag$. $f$는 여섯 번째와 일곱 번째 마침표에 나타납니다. -집단, 즉. 세 번째 외부 전자 레이어의 $4f-$ 및 $5f$-서브레벨이 각각 채워지는 요소입니다.

$4f$ -집단~라고 불리는 란타나이드.

$5f$ -집단~라고 불리는 악티늄족.

여섯 번째 기간의 원소 원자에서 전자 하위 수준을 채우는 순서: $↙(55)Cs$ 및 $↙(56)Ba$ - $6s$-원소; $↙(57)라 ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-요소; $↙(58)Ce$ – $↙(71)Lu - 4f$-요소; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-요소; $↙(81)Т1$ – $↙(86)Rn - 6d$-요소. 그러나 여기에도 전자 궤도를 채우는 순서를 위반하는 요소가 있습니다. 예를 들어, 이는 절반의 더 큰 에너지 안정성과 완전히 채워진 $f$-하위 수준, 즉 $nf^7$ 및 $nf^(14)$.

마지막으로 전자로 채워진 원자의 하위 수준에 따라 모든 요소는 이미 이해했듯이 네 가지 전자 패밀리 또는 블록으로 나뉩니다.

$s$ -집단;$s$-하위 레벨은 전자로 채워집니다. 외부 수준원자; $s$-원소에는 수소, 헬륨 및 그룹 I 및 II의 주요 하위 그룹의 원소가 포함됩니다.
$r$ -집단;$p$-원자의 외부 수준의 하위 수준은 전자로 채워져 있습니다. $p$-요소에는 그룹 III–VIII의 주요 하위 그룹 요소가 포함됩니다.
$d$ -집단;$d$-원자의 외부 수준의 하위 수준은 전자로 채워져 있습니다. $d$-요소는 I-VIII 그룹의 보조 하위 그룹 요소를 포함합니다. $s-$와 $p-$ 요소 사이에 삽입된 수십 년의 큰 기간 요소. 그들은 또한 전환 요소;
$f$ -집단;$f-$ 외부 원자의 세 번째 수준의 하위 수준은 전자로 채워져 있습니다. 여기에는 란탄족과 악티늄족이 포함됩니다.

원자의 전자 구성. 원자의 바닥 및 여기 상태

$1925$의 스위스 물리학자 W. Pauli는 원자는 하나의 궤도에 최대 2개의 전자를 가질 수 있습니다.반대(반평행) 스핀(영어에서 스핀들로 번역됨), 즉 조건부로 전자가 가상의 축을 중심으로 시계 방향 또는 반시계 방향으로 회전하는 것으로 상상할 수 있는 그러한 특성을 보유하고 있습니다. 이 원칙을 파울리 원칙.

오비탈에 전자가 1개 있으면 전자라고 합니다. 페어링되지 않은, 2인 경우 이 짝을 이루는 전자, 즉. 스핀이 반대인 전자.

그림은 에너지 수준을 하위 수준으로 나누는 다이어그램을 보여줍니다.

$s-$ 궤도 함수, 이미 알고 있듯이 구형입니다. 수소 원자 전자 $(n = 1)$는 이 궤도에 있으며 짝을 이루지 않습니다. 이에 따르면 그의 전자 공식, 또는 전자 구성, $1s^1$와 같이 작성됩니다. 전자 공식에서 에너지 준위 숫자는 문자 $ (1 ...) $ 앞의 숫자로 표시되며, 라틴 문자하위 수준(오비탈의 유형)을 나타내며, 문자의 오른쪽 상단에 있는 숫자(지수로)는 하위 수준에 있는 전자의 수를 나타냅니다.

동일한 $s-$오비탈에 두 쌍의 전자가 있는 헬륨 원자 He의 경우 이 공식은 $1s^2$입니다. 헬륨 원자의 전자 껍질은 완전하고 매우 안정적입니다. 헬륨은 희가스입니다. 두 번째 에너지 준위 $(n = 2)$에는 $s$ 하나와 $p$ 3개, 4개의 오비탈이 있습니다. 두 번째 수준 $s$-궤도 전자($2s$-궤도)는 더 높은 에너지를 갖습니다. $1s$-궤도 $(n = 2)$의 전자보다 핵에서 더 먼 거리에 있습니다. 일반적으로 $n$의 각 값에 대해 하나의 $s-$궤도가 있지만 그에 상응하는 양의 전자 에너지가 있으므로 상응하는 직경으로 $n$.$s의 값으로 증가합니다. -$Orbital 증가는 이미 알고 있듯이 구형입니다. 수소 원자 전자 $(n = 1)$는 이 궤도에 있으며 짝을 이루지 않습니다. 따라서 전자 공식 또는 전자 구성은 $1s^1$로 작성됩니다. 전자식에서 에너지 준위의 숫자는 문자 $(1 ...) $ 앞의 숫자로 표시되며, 라틴 문자는 하위 준위(궤도형)를 나타내며, 오른쪽에 쓰여진 숫자는 문자(지수)는 하위 수준의 전자 수를 나타냅니다.

동일한 $s-$궤도에 2개의 쌍을 이루는 전자가 있는 헬륨 원자 $He$의 경우 이 공식은 $1s^2$입니다. 헬륨 원자의 전자 껍질은 완전하고 매우 안정적입니다. 헬륨은 희가스입니다. 두 번째 에너지 준위 $(n = 2)$에는 $s$ 하나와 $p$ 3개, 4개의 오비탈이 있습니다. 두 번째 수준의 $s-$오비탈 전자($2s$-오비탈)는 더 높은 에너지를 갖습니다. $1s$-궤도 $(n = 2)$의 전자보다 핵에서 더 먼 거리에 있습니다. 일반적으로 $n$의 각 값에 대해 하나의 $s-$궤도가 있지만 그에 상응하는 양의 전자 에너지가 있으므로 상응하는 직경으로 $n$의 값이 증가함에 따라 증가합니다.

$r-$ 궤도 함수덤벨 모양 또는 볼륨 8입니다. 세 개의 $p$ 궤도는 모두 원자핵을 통해 그려진 공간 좌표를 따라 서로 수직으로 원자에 위치합니다. $n= 2$에서 시작하는 각 에너지 준위(전자 층)에는 3개의 $p$ 궤도가 있음을 다시 강조해야 합니다. $n$의 값이 증가함에 따라 전자는 핵에서 먼 거리에 위치한 $p$-궤도를 점유하고 $x, y, z$ 축을 따라 지향됩니다.

두 번째 기간 $(n = 2)$의 요소에 대해 첫 번째 $s$ 궤도가 채워진 다음 세 개의 $p$ 궤도가 채워집니다. 전자식 $Li: 1s^(2)2s^(1)$. $2s^1$ 전자는 원자핵에 더 약하게 결합되어 있으므로 리튬 원자는 쉽게 이를 방출할 수 있으며(이 과정을 산화라고 함) 리튬 이온 $Li^+$으로 변합니다.

베릴륨 원자 Be에서 네 번째 전자도 $2s$ 궤도에 있습니다: $1s^(2)2s^(2)$. 베릴륨 원자의 두 개의 외부 전자는 쉽게 분리됩니다. $B^0$는 $Be^(2+)$ 양이온으로 산화됩니다.

붕소 원자의 다섯 번째 전자는 $2p$ 궤도를 차지합니다: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$. 다음으로 $C, N, O, F$ 원자의 $2p$-오비탈이 채워지고 이것은 네온 희가스 $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$로 끝납니다.

세 번째 기간의 요소에 대해 $3s-$ 및 $3p$-오비탈이 각각 채워집니다. 세 번째 수준의 5개의 $d$-궤도는 무료로 남아 있습니다.

$↙(11)나 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,

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

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

때로는 원자의 전자 분포를 나타내는 다이어그램에서 각 에너지 준위의 전자 수만 표시됩니다. 위의 전체 전자 공식과 달리 화학 원소 원자의 약식 전자 공식을 작성하십시오. 예를 들면 다음과 같습니다.

$↙(11)Na2,8,1;$$↙(17)Cl2,8,7;$$↙(18)Ar2,8,8$.

큰 주기(네 번째 및 다섯 번째)의 요소에 대해 처음 두 전자는 각각 $4s-$ 및 $5s$-궤도를 차지합니다. $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2 , 8, 18, 8, 2$. 각각의 세 번째 요소부터 시작하여 장기간, 다음 10개의 전자는 각각 이전 $3d-$ 및 $4d-$궤도(측면 부분군의 요소에 대해)로 이동합니다. $↙(23)V 2, 8, 11, 2;$ $↙(26) Fr 2, 8, 14, 2;$ $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙(43)Tc 2, 8, 18, 13, 2$. 일반적으로 이전 $d$-sublevel이 채워지면 외부(각각 $4p-$ 및 $5p-$) $p-$sublevel이 채워지기 시작합니다. $↙(33)As 2, 8, 18, 5;$ $ ↙(52)Te 2, 8, 18, 18, 6$.

큰 기간의 요소 - 여섯 번째 및 불완전한 일곱 번째 - 전자 수준 및 하위 수준은 일반적으로 다음과 같이 전자로 채워집니다. 처음 두 전자는 외부 $s-$하위 수준으로 들어갑니다. $↙(56)Ba 2, 8 , 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)금 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1$; 다음 한 전자($La$ 및 $Ca$용)에서 이전 $d$ 하위 수준: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ 및 $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2$.

그런 다음 다음 $14$ 전자는 외부에서 세 번째 에너지 준위인 $4f$ 및 $5f$ 란토나이드 및 악티늄족 오비탈로 진입합니다. $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2;$ $↙(92 )U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2$.

그러면 두 번째 외부 에너지 준위($d$-sublevel)가 측면 하위 그룹의 요소에 대해 다시 축적되기 시작합니다. $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙(104) RF 2, 8, 18, 32, 32, 10, 2$. 그리고 마지막으로 $d$-sublevel이 10개의 전자로 완전히 채워진 후에야 $p$-sublevel이 다시 채워집니다: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.

매우 자주 원자의 전자 껍질 구조는 에너지 또는 양자 세포를 사용하여 묘사됩니다. 그래픽 전자 공식. 이 기록에는 다음 표기법이 사용됩니다. 각 양자 셀은 하나의 오비탈에 해당하는 셀로 표시됩니다. 각 전자는 스핀의 방향에 해당하는 화살표로 표시됩니다. 그래픽을 기록할 때 전자 공식기억해야 할 두 가지 규칙: 파울리 원칙, 이에 따르면 세포(궤도)는 2개 이하의 전자를 가질 수 있지만 역평행 스핀을 가지며, F. 훈트의 법칙, 전자가 한 번에 하나씩 자유 세포를 점유하고 동시에 같은 값스핀, 그리고 나서만 쌍을 이루지만, 이 경우의 스핀은 Pauli 원칙에 따라 이미 반대 방향으로 향하게 됩니다.