გაკვეთილი ეძღვნება ატომის რთული აგებულების შესახებ იდეების ჩამოყალიბებას. განიხილება ელექტრონების მდგომარეობა ატომში, შემოტანილია ცნებები „ატომური ორბიტალი და ელექტრონული ღრუბელი“, ორბიტალების ფორმები (s--, p-, d-ორბიტალები). ასევე განიხილება ისეთი ასპექტები, როგორიცაა ელექტრონების მაქსიმალური რაოდენობა ენერგეტიკულ დონეზე და ქვედონეებზე, ელექტრონების განაწილება ენერგეტიკულ დონეზე და ქვედონეებზე პირველი ოთხი პერიოდის ელემენტების ატომებში, s-, p- და d- ელემენტების ვალენტური ელექტრონები. მოცემულია ატომების ელექტრონული ფენების სტრუქტურის გრაფიკული დიაგრამა (ელექტრონულ-გრაფიკული ფორმულა).

თემა: ატომის აგებულება. პერიოდული კანონი დ.ი. მენდელეევი

გაკვეთილი: ატომის სტრუქტურა

ბერძნულიდან თარგმნილია სიტყვა " ატომი"ნიშნავს "განუყოფელს". თუმცა, აღმოჩენილია ფენომენები, რომლებიც ადასტურებს მისი დაყოფის შესაძლებლობას. ეს არის რენტგენის გამოსხივება, კათოდური სხივების გამოსხივება, ფოტოელექტრული ეფექტის ფენომენი, რადიოაქტიურობის ფენომენი. ელექტრონები, პროტონები და ნეიტრონები არის ნაწილაკები, რომლებიც ქმნიან ატომს. მათ ეძახიან სუბატომური ნაწილაკები.

ჩანართი ერთი

პროტონების გარდა, ატომების უმეტესობის ბირთვი შეიცავს ნეიტრონებირომელიც არ ატარებს საფასურს. როგორც ცხრილიდან ჩანს. 1, ნეიტრონის მასა პრაქტიკულად არ განსხვავდება პროტონის მასისგან. პროტონები და ნეიტრონები ქმნიან ატომის ბირთვს და ე.წ ნუკლეონები (ბირთვი - ბირთვი). მათი მუხტები და მასები ატომური მასის ერთეულებში (a.m.u.) ნაჩვენებია ცხრილში 1. ატომის მასის გამოთვლისას ელექტრონის მასის უგულებელყოფა შეიძლება.

ატომის მასა ( მასობრივი ნომერი)უდრის პროტონებისა და ნეიტრონების მასების ჯამს, რომლებიც ქმნიან მის ბირთვს. მასობრივი რიცხვი აღინიშნება ასოთი მაგრამ. ამ სიდიდის სახელწოდებიდან ჩანს, რომ იგი მჭიდროდ არის დაკავშირებული მთელ რიცხვამდე მომრგვალებული ელემენტის ატომურ მასასთან. A=Z+N

Აქ ა- ატომის მასის რაოდენობა (პროტონებისა და ნეიტრონების ჯამი), ზ- ბირთვული მუხტი (პროტონების რაოდენობა ბირთვში), ნარის ნეიტრონების რაოდენობა ბირთვში. იზოტოპების დოქტრინის მიხედვით, "ქიმიური ელემენტის" ცნებას შეიძლება მიეცეს შემდეგი განმარტება:

ქიმიური ელემენტი იგივე ბირთვული მუხტის მქონე ატომების ჯგუფს ეწოდება.

ზოგიერთი ელემენტი არსებობს როგორც მრავალჯერადი იზოტოპები. "იზოტოპები" ნიშნავს "იგივე ადგილის დაკავებას". იზოტოპებს აქვთ პროტონების იგივე რაოდენობა, მაგრამ განსხვავდებიან მასით, ანუ ნეიტრონების რაოდენობა ბირთვში (ნომერი N). იმის გამო, რომ ნეიტრონებს მცირე ან საერთოდ არ აქვთ გავლენა ელემენტების ქიმიურ თვისებებზე, ერთი და იგივე ელემენტის ყველა იზოტოპი ქიმიურად არ განსხვავდება.

იზოტოპებს უწოდებენ ერთი და იმავე ქიმიური ელემენტის ატომების სახეობებს, რომლებსაც აქვთ იგივე ბირთვული მუხტი (ანუ პროტონების იგივე რაოდენობა), მაგრამ ბირთვში ნეიტრონების განსხვავებული რაოდენობა.

იზოტოპები ერთმანეთისგან განსხვავდებიან მხოლოდ მასის რაოდენობით. ეს მითითებულია ან ზემოწერით მარჯვენა კუთხეში, ან სტრიქონში: 12 C ან C-12 . თუ ელემენტი შეიცავს რამდენიმე ბუნებრივ იზოტოპს, მაშინ პერიოდულ სისტემაში D.I. მენდელეევი მიუთითებს მის საშუალო ატომურ მასაზე, გავრცელების გათვალისწინებით. მაგალითად, ქლორი შეიცავს 2 ბუნებრივ იზოტოპს 35 Cl და 37 Cl, რომელთა შემცველობა არის შესაბამისად 75% და 25%. ამრიგად, ქლორის ატომური მასა ტოლი იქნება:

მაგრამრ(კლ)=0,75 . 35+0,25 . 37=35,5

ხელოვნურად სინთეზირებული მძიმე ატომებისთვის კვადრატულ ფრჩხილებში მოცემულია ერთი ატომური მასის მნიშვნელობა. ეს არის ამ ელემენტის ყველაზე სტაბილური იზოტოპის ატომური მასა.

ატომის სტრუქტურის ძირითადი მოდელები

ისტორიულად, ატომის ტომსონის მოდელი პირველი იყო 1897 წელს.

ბრინჯი. 1. ატომის სტრუქტურის მოდელი ჯ.ტომსონის მიერ

ინგლისელმა ფიზიკოსმა ჯ.ჯ.ტომსონმა გამოთქვა მოსაზრება, რომ ატომები შედგება დადებითად დამუხტული სფეროსგან, რომელშიც ელექტრონები იკვეთება (ნახ. 1). ამ მოდელს გადატანითი მნიშვნელობით უწოდებენ "ქლიავის პუდინგი", ფუნთუშა ქიშმიშით (სადაც "ქიშმიში" არის ელექტრონები), ან "საზამთრო" "თესლებით" - ელექტრონები. თუმცა, ეს მოდელი მიტოვებული იყო, რადგან მიღებული იქნა ექსპერიმენტული მონაცემები, რომლებიც ეწინააღმდეგებოდა მას.

ბრინჯი. 2. ატომის სტრუქტურის მოდელი ე.რეზერფორდის მიერ

1910 წელს ინგლისელმა ფიზიკოსმა ერნსტ რეზერფორდმა თავის სტუდენტებთან გეიგერთან და მარსდენთან ერთად ჩაატარა ექსპერიმენტი, რომელმაც საოცარი შედეგები მისცა, რაც აუხსნელი იყო ტომსონის მოდელის თვალსაზრისით. ერნსტ რეზერფორდმა გამოცდილებით დაამტკიცა, რომ ატომის ცენტრში არის დადებითად დამუხტული ბირთვი (ნახ. 2), რომლის ირგვლივ, მზის გარშემო პლანეტების მსგავსად, ელექტრონები ბრუნავენ. ატომი მთლიანობაში ელექტრულად ნეიტრალურია, ხოლო ელექტრონები ატომში ინახება ელექტროსტატიკური მიზიდულობის ძალების გამო (კულონის ძალები). ამ მოდელს ბევრი წინააღმდეგობა ჰქონდა და, რაც მთავარია, არ ხსნიდა, რატომ არ ეცემა ელექტრონები ბირთვზე, ასევე მის მიერ ენერგიის შთანთქმის და გამოსხივების შესაძლებლობას.

დანიელმა ფიზიკოსმა ნ. ბორმა 1913 წელს, საფუძვლად აიღო რეზერფორდის ატომის მოდელი, შემოგვთავაზა ატომის მოდელი, რომელშიც ელექტრონის ნაწილაკები ატომის ბირთვის გარშემო ბრუნავენ ისევე, როგორც პლანეტები ბრუნავენ მზის გარშემო.

ბრინჯი. 3. N. Bohr-ის პლანეტარული მოდელი

ბორი ვარაუდობს, რომ ატომში ელექტრონები სტაბილურად არსებობენ მხოლოდ ორბიტებზე ბირთვიდან მკაცრად განსაზღვრულ მანძილზე. ამ ორბიტებს მან უწოდა სტაციონარული. ელექტრონი არ შეიძლება არსებობდეს სტაციონარული ორბიტების გარეთ. რატომ არის ეს ასე, ბორმა იმ დროს ვერ ახსნა. მაგრამ მან აჩვენა, რომ ასეთი მოდელი (ნახ. 3) შესაძლებელს ხდის მრავალი ექსპერიმენტული ფაქტის ახსნას.

ამჟამად გამოიყენება ატომის სტრუქტურის აღსაწერად კვანტური მექანიკა.ეს არის მეცნიერება, რომლის მთავარი ასპექტი არის ის, რომ ელექტრონს აქვს ერთდროულად ნაწილაკისა და ტალღის თვისებები, ანუ ტალღა-ნაწილაკების ორმაგობა. კვანტური მექანიკის მიხედვით, სივრცის რეგიონს, რომელშიც ელექტრონის პოვნის ყველაზე დიდი ალბათობაა, ეწოდებაორბიტალური. რაც უფრო შორს არის ელექტრონი ბირთვიდან, მით უფრო დაბალია მისი ურთიერთქმედების ენერგია ბირთვთან. წარმოიქმნება მსგავსი ენერგიის მქონე ელექტრონები ენერგიის დონე. ენერგიის დონეების რაოდენობაუდრის პერიოდის ნომერი, რომელშიც ეს ელემენტი მდებარეობს ცხრილში D.I. მენდელეევი. არსებობს ატომური ორბიტალების სხვადასხვა ფორმა. (ნახ. 4). d-ორბიტალს და f-ორბიტალს უფრო რთული ფორმა აქვთ.

ბრინჯი. 4. ატომური ორბიტალების ფორმები

ნებისმიერი ატომის ელექტრონულ გარსში არის ზუსტად იმდენი ელექტრონი, რამდენიც პროტონებია მის ბირთვში, ამიტომ ატომი მთლიანობაში ელექტრულად ნეიტრალურია. ატომში ელექტრონები ისეა მოწყობილი, რომ მათი ენერგია მინიმალურია. რაც უფრო შორს არის ელექტრონი ბირთვიდან, მით მეტია ორბიტალი და მით უფრო რთულია მათი ფორმა. თითოეულ დონეს და ქვედონეს შეუძლია მხოლოდ ელექტრონების გარკვეული რაოდენობის შეკავება. ქვედონეები, თავის მხრივ, შედგება ორბიტალები.

პირველ ენერგეტიკულ დონეზე, ბირთვთან ყველაზე ახლოს, შეიძლება იყოს ერთი სფერული ორბიტალი ( 1 ს). მეორე ენერგეტიკულ დონეზე - სფერული ორბიტალი, დიდი ზომის და სამი p-ორბიტალი: 2 ს2 ppp. მესამე დონეზე: 3 ს3 ppp3 დდდდ.

ბირთვის ირგვლივ მოძრაობის გარდა, ელექტრონებს აქვთ მოძრაობაც, რაც შეიძლება წარმოდგენილი იყოს როგორც მათი მოძრაობა საკუთარი ღერძის გარშემო. ამ ბრუნვას ე.წ დატრიალება (შესახვევში ინგლისურიდან. "spindle"). მხოლოდ ორი ელექტრონი საპირისპირო (ანტიპარალელური) სპინით შეიძლება იყოს ერთ ორბიტალში.

მაქსიმალურიელექტრონების რაოდენობა თითო ენერგიის დონეგანისაზღვრება ფორმულით ნ=2 ნ 2.

სადაც n არის მთავარი კვანტური რიცხვი (ენერგეტიკული დონის რიცხვი). იხილეთ ცხრილი. 2

ჩანართი 2

იმის მიხედვით, თუ რომელ ორბიტალშია ბოლო ელექტრონი, განასხვავებენ ს-, გვ-, დ- ელემენტები.ძირითადი ქვეჯგუფების ელემენტები მიეკუთვნება ს-, გვ- ელემენტები.გვერდით ქვეჯგუფებში არიან დ- ელემენტები

ატომების ელექტრონული ფენების სტრუქტურის გრაფიკული დიაგრამა (ელექტრონული გრაფიკული ფორმულა).

ატომურ ორბიტალებში ელექტრონების განლაგების აღსაწერად გამოიყენება ელექტრონული კონფიგურაცია. სტრიქონში დასაწერად, ორბიტალები იწერება ლეგენდაში ( s--, გვ-, დ-,ვ-ორბიტალები) და მათ წინ არის რიცხვები, რომლებიც მიუთითებს ენერგიის დონის რაოდენობაზე. რაც უფრო დიდია რიცხვი, მით უფრო შორს არის ელექტრონი ბირთვიდან. ზედა შემთხვევაში, ორბიტალის აღნიშვნის ზემოთ, იწერება ამ ორბიტალში ელექტრონების რაოდენობა (ნახ. 5).

ბრინჯი. 5

გრაფიკულად, ელექტრონების განაწილება ატომურ ორბიტალებში შეიძლება წარმოდგენილი იყოს უჯრედების სახით. თითოეული უჯრედი შეესაბამება ერთ ორბიტალს. სამი ასეთი უჯრედი იქნება p-ორბიტალისთვის, ხუთი d-ორბიტალისთვის და შვიდი f-ორბიტალისთვის. ერთი უჯრედი შეიძლება შეიცავდეს 1 ან 2 ელექტრონს. Მიხედვით გუნდის წესიელექტრონები განაწილებულია იმავე ენერგიის ორბიტალებში (მაგალითად, სამ p-ორბიტალში), ჯერ ერთი და მხოლოდ მაშინ, როდესაც თითოეულ ასეთ ორბიტალში უკვე არის თითო ელექტრონი, იწყება ამ ორბიტალების მეორე ელექტრონებით შევსება. ასეთ ელექტრონებს ე.წ დაწყვილებული.ეს აიხსნება იმით, რომ მეზობელ უჯრედებში ელექტრონები ერთმანეთს ნაკლებად იგერიებენ, როგორც მსგავსი დამუხტული ნაწილაკები.

იხილეთ ნახ. 6 ატომისთვის 7 N.

ბრინჯი. 6

სკანდიუმის ატომის ელექტრონული კონფიგურაცია

21 სკ: 1 ს 2 2 ს 2 2 გვ 6 3 ს 2 3 გვ 6 4 ს 2 3 დ 1

გარე ენერგეტიკულ დონეზე არსებულ ელექტრონებს ვალენტურ ელექტრონებს უწოდებენ. 21 სკეხება დ- ელემენტები.

გაკვეთილის შეჯამება

გაკვეთილზე განიხილებოდა ატომის აგებულება, ატომში ელექტრონების მდგომარეობა, დაინერგა ცნება „ატომური ორბიტალი და ელექტრონული ღრუბელი“. მოსწავლეებმა გაიგეს რა არის ორბიტალების ფორმა ( ს-, გვ-, დ-ორბიტალები), რა არის ელექტრონების მაქსიმალური რაოდენობა ენერგეტიკულ დონეზე და ქვედონეებზე, ელექტრონების განაწილება ენერგეტიკულ დონეზე, რა არის ს-, გვ- და დ- ელემენტები. მოცემულია ატომების ელექტრონული ფენების სტრუქტურის გრაფიკული დიაგრამა (ელექტრონულ-გრაფიკული ფორმულა).

ბიბლიოგრაფია

1. რუძიტის გ.ე. Ქიმია. ზოგადი ქიმიის საფუძვლები. მე-11 კლასი: სახელმძღვანელო საგანმანათლებლო დაწესებულებებისთვის: საბაზო საფეხური / გ.ე. რუძიტისი, ფ.გ. ფელდმანი. - მე-14 გამოცემა. - მ.: განათლება, 2012 წ.

2. პოპელ პ.პ. ქიმია: მე-8 კლასი: სახელმძღვანელო ზოგადსაგანმანათლებლო დაწესებულებებისთვის / პ.პ. პოპელი, L.S. კრივლია. - კ .: საინფორმაციო ცენტრი "აკადემია", 2008. - 240გვ.: ილ.

3. ა.ვ. მანუილოვი, ვ.ი. როდიონოვი. ქიმიის საფუძვლები. ინტერნეტ გაკვეთილი.

Საშინაო დავალება

1. No5-7 (გვ. 22) რუძიტის გ.ე. Ქიმია. ზოგადი ქიმიის საფუძვლები. მე-11 კლასი: სახელმძღვანელო საგანმანათლებლო დაწესებულებებისთვის: საბაზო საფეხური / გ.ე. რუძიტისი, ფ.გ. ფელდმანი. - მე-14 გამოცემა. - მ.: განათლება, 2012 წ.

2. დაწერეთ ელექტრონული ფორმულები შემდეგი ელემენტებისთვის: 6 C, 12 Mg, 16 S, 21 Sc.

3. ელემენტებს აქვთ შემდეგი ელექტრონული ფორმულები: ა) 1s 2 2s 2 2p 4 .ბ) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1. გ) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 . რა არის ეს ელემენტები?

მოლეკულის შემადგენლობა. ანუ რა ატომებით წარმოიქმნება მოლეკულა, რა რაოდენობით, რა ობლიგაციებით არის დაკავშირებული ეს ატომები. ეს ყველაფერი განსაზღვრავს მოლეკულის თვისებას და, შესაბამისად, ნივთიერების თვისებას, რომელსაც ეს მოლეკულები ქმნიან.

მაგალითად, წყლის თვისებები: გამჭვირვალობა, სითხე, ჟანგის გამოწვევის უნარი სწორედ წყალბადის ორი ატომისა და ერთი ჟანგბადის ატომის არსებობით არის განპირობებული.

ამიტომ, სანამ მოლეკულების (ანუ ნივთიერებების თვისებების) თვისებების შესწავლაზე გადავიდეთ, აუცილებელია გავითვალისწინოთ „სამშენებლო ბლოკები“, რომლითაც წარმოიქმნება ეს მოლეკულები. გაიგეთ ატომის სტრუქტურა.

როგორ არის მოწყობილი ატომი?

ატომები არის ნაწილაკები, რომლებიც ერთმანეთთან შერწყმისას წარმოქმნიან მოლეკულებს.

თავად ატომი შედგება დადებითად დამუხტული ბირთვი (+)და უარყოფითად დამუხტული ელექტრონული გარსი (-). ზოგადად, ატომი ელექტრულად ნეიტრალურია. ანუ ბირთვის მუხტი აბსოლუტური მნიშვნელობით უდრის ელექტრონული გარსის მუხტს.

ბირთვი იქმნება შემდეგი ნაწილაკებით:

• პროტონები. ერთი პროტონი ატარებს +1 მუხტს. მისი მასა არის 1 ამუ (ატომური მასის ერთეული). ეს ნაწილაკები აუცილებლად არის ბირთვში.

• ნეიტრონები. ნეიტრონს არ აქვს მუხტი (დამუხტვა = 0). მისი მასა არის 1 ამუ. ნეიტრონები შეიძლება არ იყოს ბირთვში. ის არ არის ატომის ბირთვის აუცილებელი კომპონენტი.

ამრიგად, პროტონები პასუხისმგებელნი არიან ბირთვის მთლიან მუხტზე. ვინაიდან ერთ ნეიტრონს აქვს მუხტი +1, ბირთვის მუხტი პროტონების რაოდენობის ტოლია.

ელექტრონული გარსი, როგორც სახელი გულისხმობს, წარმოიქმნება ნაწილაკებით, რომლებსაც ელექტრონები ეწოდება. თუ ატომის ბირთვს შევადარებთ პლანეტას, მაშინ ელექტრონები მისი თანამგზავრებია. ბირთვის ირგვლივ ბრუნავდნენ (ამჟამად წარმოვიდგინოთ, რომ ორბიტებში, მაგრამ სინამდვილეში ორბიტებში), ისინი ქმნიან ელექტრონულ გარსს.

• ელექტრონიარის ძალიან პატარა ნაწილაკი. მისი მასა იმდენად მცირეა, რომ მიღებულია როგორც 0. მაგრამ ელექტრონის მუხტი არის -1. ანუ, მოდული პროტონის მუხტის ტოლია, განსხვავდება ნიშნით. ვინაიდან ერთი ელექტრონი ატარებს მუხტს -1, ელექტრონული გარსის მთლიანი მუხტი უდრის მასში არსებული ელექტრონების რაოდენობას.

ერთი მნიშვნელოვანი შედეგი, რადგან ატომი არის ნაწილაკი, რომელსაც არ აქვს მუხტი (ბირთვის მუხტი და ელექტრონული გარსის მუხტი ტოლია აბსოლუტური მნიშვნელობით, მაგრამ საპირისპირო ნიშნით), ანუ ელექტრულად ნეიტრალური, შესაბამისად, ატომში ელექტრონების რაოდენობა პროტონების რაოდენობის ტოლია.

რით განსხვავდება ერთმანეთისგან განსხვავებული ქიმიური ელემენტების ატომები?

სხვადასხვა ქიმიური ელემენტების ატომები ერთმანეთისგან განსხვავდებიან ბირთვის მუხტით (ანუ პროტონების რაოდენობით და, შესაბამისად, ელექტრონების რაოდენობით).

როგორ გავარკვიოთ ელემენტის ატომის ბირთვის მუხტი? ბრწყინვალე შინაურმა ქიმიკოსმა დ.ი. მენდელეევმა, რომელმაც აღმოაჩინა პერიოდული კანონი და შეიმუშავა მისი სახელობის ცხრილი, მოგვცა ამის გაკეთების შესაძლებლობა. მისი აღმოჩენა ბევრად უსწრებდა მრუდს. როდესაც ჯერ კიდევ არ იყო ცნობილი ატომის სტრუქტურის შესახებ, მენდელეევმა დაალაგა ელემენტები ცხრილში ბირთვული მუხტის გაზრდის მიზნით.

ანუ პერიოდულ სისტემაში ელემენტის სერიული ნომერი არის მოცემული ელემენტის ატომის ბირთვის მუხტი. მაგალითად, ჟანგბადს აქვს სერიული ნომერი 8, შესაბამისად, ჟანგბადის ატომის ბირთვის მუხტი არის +8. შესაბამისად, პროტონების რაოდენობაა 8, ხოლო ელექტრონების რაოდენობა 8.

ეს არის ელექტრონები ელექტრონულ გარსში, რომლებიც განსაზღვრავენ ატომის ქიმიურ თვისებებს, მაგრამ ამაზე მოგვიანებით.

ახლა მოდით ვისაუბროთ მასაზე.

ერთი პროტონი არის მასის ერთი ერთეული, ერთი ნეიტრონი ასევე არის მასის ერთი ერთეული. ამრიგად, ბირთვში ნეიტრონების და პროტონების ჯამი ეწოდება მასობრივი რიცხვი. (ელექტრონები მასაზე არანაირად არ მოქმედებს, ვინაიდან მის მასას უგულებელვყოფთ და ნულის ტოლად მიგვაჩნია).

ატომური მასის ერთეული (a.m.u.) არის სპეციალური ფიზიკური რაოდენობა ნაწილაკების მცირე მასების აღსანიშნავად, რომლებიც ქმნიან ატომებს.

სამივე ეს ატომი არის ერთი ქიმიური ელემენტის - წყალბადის ატომები. რადგან მათ აქვთ იგივე ბირთვული მუხტი.

რით განსხვავდებიან ისინი? ამ ატომებს აქვთ სხვადასხვა მასობრივი რიცხვი (ნეიტრონების განსხვავებული რაოდენობის გამო). პირველ ატომს აქვს მასური რიცხვი 1, მეორეს აქვს 2, ხოლო მესამეს აქვს 3.

ერთი და იგივე ელემენტის ატომები, რომლებიც განსხვავდებიან ნეიტრონების რაოდენობით (და, შესაბამისად, მასის რიცხვებით) ეწოდება იზოტოპები.

წარმოდგენილ წყალბადის იზოტოპებს საკუთარი სახელებიც კი აქვთ:

• პირველ იზოტოპს (მასის ნომერი 1) ეწოდება პროტიუმი.
• მეორე იზოტოპს (მასური ნომერი 2) ეწოდება დეიტერიუმი.
• მესამე იზოტოპს (მასური რიცხვით 3) ეწოდება ტრიტიუმი.

ახლა შემდეგი გონივრული კითხვაა: რატომ თუ ბირთვში ნეიტრონების და პროტონების რაოდენობა არის მთელი რიცხვი, მათი მასა არის 1 ამუ, მაშინ პერიოდულ სისტემაში ატომის მასა არის წილადი რიცხვი. გოგირდისთვის, მაგალითად: 32.066.

პასუხი: ელემენტს აქვს რამდენიმე იზოტოპი, ისინი განსხვავდებიან ერთმანეთისგან მასობრივი რიცხვებით. მაშასადამე, პერიოდულ სისტემაში ატომური მასა არის ელემენტის ყველა იზოტოპის ატომური მასების საშუალო მნიშვნელობა, ბუნებაში მათი არსებობის გათვალისწინებით. პერიოდულ სისტემაში მოცემულ მასას ე.წ ფარდობითი ატომური მასა.

ქიმიური გამოთვლებისთვის გამოიყენება სწორედ ასეთი "საშუალო ატომის" ინდიკატორები. ატომური მასა მრგვალდება უახლოეს მთელ რიცხვამდე.

ელექტრონული გარსის სტრუქტურა.

ატომის ქიმიური თვისებები განისაზღვრება მისი ელექტრონული გარსის სტრუქტურით. ელექტრონები ბირთვის ირგვლივ არ არის განლაგებული. ელექტრონები ლოკალიზებულია ელექტრონის ორბიტალებში.

ელექტრონული ორბიტალი- სივრცე ატომის ბირთვის გარშემო, სადაც ელექტრონის პოვნის ალბათობა უდიდესია.

ელექტრონს აქვს ერთი კვანტური პარამეტრი, რომელსაც სპინი ეწოდება. თუ კლასიკურ განმარტებას ავიღებთ კვანტური მექანიკიდან, მაშინ დატრიალებაარის ნაწილაკების შინაგანი კუთხოვანი იმპულსი. გამარტივებული ფორმით, ეს შეიძლება იყოს წარმოდგენილი, როგორც ნაწილაკების ბრუნვის მიმართულება მისი ღერძის გარშემო.

ელექტრონი არის ნაწილაკი ნახევრად მთელი რიცხვის სპინით, ელექტრონს შეიძლება ჰქონდეს +½ ან -½ სპინი. პირობითად, ეს შეიძლება წარმოდგენილი იყოს როგორც საათის ისრის მიმართულებით და საათის ისრის საწინააღმდეგოდ.

ერთ ელექტრონის ორბიტალში შეიძლება იყოს არაუმეტეს ორი ელექტრონი საპირისპირო სპინით.

ელექტრონული საცხოვრებლის ზოგადად მიღებული აღნიშვნა არის უჯრედი ან ტირე. ელექტრონი მითითებულია ისრით: ზემოთ ისარი არის ელექტრონი დადებითი სპინით +½, ქვემოთ ისარი ↓ არის ელექტრონი უარყოფითი სპინით -½.

ელექტრონს, რომელიც მარტოა ორბიტალში, ეწოდება დაუწყვილებელი. ორ ელექტრონს ერთსა და იმავე ორბიტალში ეწოდება დაწყვილებული.

ელექტრონული ორბიტალები ფორმის მიხედვით იყოფა ოთხ ტიპად: s, p, d, f. ერთი და იგივე ფორმის ორბიტალები ქმნიან ქვედონეს. ორბიტალების რაოდენობა ქვედონეზე განისაზღვრება სივრცეში შესაძლო მდებარეობების რაოდენობით.

1. s ორბიტალი.

s ორბიტალი სფერულია:

სივრცეში s-ორბიტალი შეიძლება განთავსდეს მხოლოდ ერთი გზით:

ამრიგად, s-ქვედონე იქმნება მხოლოდ ერთი s-ორბიტალით.

1. p-ორბიტალი.

p ორბიტალს ჰანტელის ფორმა აქვს:

სივრცეში, p-ორბიტალი შეიძლება განთავსდეს მხოლოდ სამი გზით:

ამიტომ, p-ქვედონე იქმნება სამი p-ორბიტალით.

1. d-ორბიტალი.

d-ორბიტალს აქვს რთული ფორმა:

სივრცეში d-ორბიტალი შეიძლება განთავსდეს ხუთი განსხვავებული გზით. ამრიგად, d-ქვედონე იქმნება ხუთი d-ორბიტალით.

1. f-ორბიტალი

f-ორბიტალს კიდევ უფრო რთული ფორმა აქვს. სივრცეში f-ორბიტალი შეიძლება განთავსდეს შვიდი სხვადასხვა გზით. აქედან გამომდინარე, f-ქვედონე იქმნება შვიდი f-ორბიტალით.

ატომის ელექტრონული გარსი ჰგავს ფენოვან ცომს. მას ასევე აქვს ფენები. სხვადასხვა ფენებზე განლაგებულ ელექტრონებს განსხვავებული ენერგია აქვთ: ბირთვთან უფრო ახლოს ფენებზე - ნაკლები, ბირთვიდან შორს - მეტი. ამ ფენებს ენერგეტიკულ დონეებს უწოდებენ.

ელექტრონული ორბიტალების შევსება.

პირველ ენერგეტიკულ დონეს აქვს მხოლოდ s-ქვედონე:

მეორე ენერგეტიკულ დონეზე არის s-ქვედონე და გამოჩნდება p-ქვედონე:

მესამე ენერგეტიკულ დონეზე არის s-ქვედონე, p-ქვედონე და ჩნდება d-ქვედონე:

მეოთხე ენერგეტიკულ დონეზე, პრინციპში, ემატება f-ქვედონე. მაგრამ სასკოლო კურსში, f-ორბიტალები არ არის შევსებული, ამიტომ ჩვენ არ შეგვიძლია გამოვსახოთ f-ქვედონე:

ელემენტის ატომში ენერგიის დონეების რაოდენობა არის პერიოდის ნომერი. ელექტრონული ორბიტალების შევსებისას უნდა დაიცვან შემდეგი პრინციპები:

1. თითოეული ელექტრონი ცდილობს დაიკავოს ის პოზიცია ატომში, სადაც მისი ენერგია მინიმალური იქნება. ანუ ჯერ პირველი ენერგეტიკული დონე ივსება, მერე მეორე და ა.შ.

ელექტრონული გარსის სტრუქტურის აღსაწერად ასევე გამოიყენება ელექტრონული ფორმულა. ელექტრონული ფორმულა არის მოკლე ერთხაზიანი ჩანაწერი ელექტრონების განაწილების ქვედონეების მიხედვით.

1. ქვედონეზე, თითოეული ელექტრონი ჯერ ავსებს ვაკანტურ ორბიტალს. და თითოეულს აქვს სპინი +½ (ზემო ისარი).

და მხოლოდ მას შემდეგ, რაც თითოეულ ქვედონეზე ორბიტალში არის ერთი ელექტრონი, შემდეგი ელექტრონი ხდება დაწყვილებული - ანუ ის იკავებს ორბიტალს, რომელსაც უკვე აქვს ელექტრონი:

1. d-ქვედონე ივსება სპეციალური გზით.

ფაქტია, რომ d-ქვედონის ენერგია უფრო მაღალია, ვიდრე NEXT ენერგეტიკული ფენის s-ქვედონის ენერგია. და როგორც ვიცით, ელექტრონი ცდილობს დაიკავოს ის პოზიცია ატომში, სადაც მისი ენერგია მინიმალური იქნება.

ამიტომ 3p ქვედონეის შევსების შემდეგ ჯერ ივსება 4s ქვედონე, რის შემდეგაც ივსება 3d ქვედონე.

და მხოლოდ მას შემდეგ, რაც 3D ქვედონე მთლიანად შეივსება, 4p ქვედონე ივსება.

იგივეა მე-4 ენერგეტიკულ დონეზე. 4p ქვედონის შევსების შემდეგ, შემდეგ ივსება 5s ქვედონე, რასაც მოჰყვება 4d ქვედონე. და ამის შემდეგ მხოლოდ 5p.

1. და არის კიდევ ერთი პუნქტი, ერთი წესი d-ქვედონის შევსებასთან დაკავშირებით.

შემდეგ არის ფენომენი ე.წ წარუმატებლობა. წარუმატებლობის შემთხვევაში, ერთი ელექტრონი შემდეგი ენერგეტიკული დონის s-ქვედონიდან ფაქტიურად ეცემა d-ელექტრონს.

ატომის დასაბუთებული და აღგზნებული მდგომარეობები.

ატომებს, რომელთა ელექტრონული კონფიგურაციები ახლა ჩვენ შევქმენით, ეწოდება ატომები ძირითადი მდგომარეობა. ანუ ეს არის ნორმალური, ბუნებრივი, თუ გნებავთ მდგომარეობა.

როდესაც ატომი იღებს ენერგიას გარედან, შეიძლება მოხდეს აგზნება.

აგზნებაარის დაწყვილებული ელექტრონის გადასვლა ცარიელ ორბიტალზე, გარე ენერგიის დონეზე.

მაგალითად, ნახშირბადის ატომისთვის:

აგზნება დამახასიათებელია მრავალი ატომისთვის. ეს უნდა გვახსოვდეს, რადგან აგზნება განსაზღვრავს ატომების ერთმანეთთან დაკავშირების უნარს. მთავარია გვახსოვდეს, რა პირობებში შეიძლება მოხდეს აგზნება: დაწყვილებული ელექტრონი და ცარიელი ორბიტალი გარე ენერგიის დონეზე.

არის ატომები, რომლებსაც აქვთ რამდენიმე აღგზნებული მდგომარეობა:

იონის ელექტრონული კონფიგურაცია.

იონები არის ნაწილაკები, რომლებშიც ატომები და მოლეკულები გადაიქცევიან ელექტრონების მოპოვებით ან დაკარგვით. ამ ნაწილაკებს აქვთ მუხტი, რადგან მათ ან "არ არის საკმარისი" ელექტრონები, ან მათი ჭარბი. დადებითად დამუხტული იონები ეწოდება კათიონები, უარყოფითი - ანიონები.

ქლორის ატომი (არ აქვს მუხტი) იძენს ელექტრონს. ელექტრონს აქვს მუხტი 1- (ერთი მინუს), შესაბამისად, იქმნება ნაწილაკი, რომელსაც აქვს ზედმეტი უარყოფითი მუხტი. ქლორის ანიონი:

Cl 0 + 1e → Cl –

ლითიუმის ატომი (ასევე მუხტის გარეშე) კარგავს ელექტრონს. ელექტრონს აქვს მუხტი 1+ (ერთი პლუსი), წარმოიქმნება ნაწილაკი, უარყოფითი მუხტის ნაკლებობით, ანუ მისი მუხტი დადებითია. ლითიუმის კატიონი:

Li 0 – 1e → Li +

იონებად გადაქცევით, ატომები იძენენ ისეთ კონფიგურაციას, რომ გარე ენერგიის დონე ხდება "ლამაზი", ანუ მთლიანად ივსება. ეს კონფიგურაცია თერმოდინამიკურად ყველაზე სტაბილურია, ამიტომ არსებობს ატომების იონებად გადაქცევის მიზეზი.

და ამიტომ, VIII-A ჯგუფის ელემენტების ატომები (მთავარი ქვეჯგუფის მერვე ჯგუფი), როგორც შემდეგ აბზაცშია ნათქვამი, არის კეთილშობილი აირები, რომლებიც ქიმიურად არააქტიურია. მათ აქვთ შემდეგი სტრუქტურა მიწისქვეშა მდგომარეობაში: გარე ენერგიის დონე მთლიანად შევსებულია. სხვა ატომები, როგორც ეს იყო, მიდრეკილნი არიან შეიძინონ ამ ყველაზე კეთილშობილური გაზების კონფიგურაცია და, შესაბამისად, იონებად იქცევიან და ქმნიან ქიმიურ კავშირებს.

(Ლექციის ჩანაწერები)

ატომის სტრუქტურა. შესავალი.

ქიმიაში შესწავლის ობიექტია ქიმიური ელემენტები და მათი ნაერთები. ქიმიური ელემენტიიგივე დადებითი მუხტის მქონე ატომების ჯგუფს ეწოდება. ატომიარის ქიმიური ელემენტის უმცირესი ნაწილაკი, რომელიც ინარჩუნებს მას ქიმიური თვისებები. ერთმანეთთან შეერთებით, ერთი ან სხვადასხვა ელემენტის ატომები ქმნიან უფრო რთულ ნაწილაკებს - მოლეკულები. ატომების ან მოლეკულების კოლექცია ქმნის ქიმიურ ნივთიერებებს. თითოეულ ცალკეულ ქიმიურ ნივთიერებას ახასიათებს ინდივიდუალური ფიზიკური თვისებების ნაკრები, როგორიცაა დუღილის და დნობის წერტილები, სიმკვრივე, ელექტრული და თბოგამტარობა და ა.შ.

1. ატომის აგებულება და ელემენტების პერიოდული სისტემა

DI. მენდელეევი.

ელემენტების პერიოდული სისტემის შევსების რიგის კანონზომიერებების ცოდნა და გააზრება დ.ი. მენდელეევი საშუალებას გვაძლევს გავიგოთ შემდეგი:

1. გარკვეული ელემენტების ბუნებაში არსებობის ფიზიკური არსი,

2. ელემენტის ქიმიური ვალენტობის ბუნება,

3. ელემენტის უნარი და „მარტივი“ მისცეს ან მიიღოს ელექტრონები სხვა ელემენტთან ურთიერთობისას,

4. ქიმიური ბმების ბუნება, რომელიც მოცემულ ელემენტს შეუძლია შექმნას სხვა ელემენტებთან ურთიერთობისას, მარტივი და რთული მოლეკულების სივრცითი აგებულება და ა.შ.

ატომის სტრუქტურა.

ატომი არის ელემენტარული ნაწილაკების რთული მიკროსისტემა, რომლებიც მოძრაობენ და ურთიერთქმედებენ ერთმანეთთან.

მე-19 საუკუნის ბოლოს და მე-20 საუკუნის დასაწყისში აღმოჩნდა, რომ ატომები შედგება მცირე ნაწილაკებისგან: ნეიტრონები, პროტონები და ელექტრონები, ბოლო ორი ნაწილაკი დამუხტული ნაწილაკებია, პროტონი ატარებს დადებით მუხტს, ელექტრონი უარყოფითია. ვინაიდან ელემენტის ატომები ძირითად მდგომარეობაში ელექტრული ნეიტრალურია, ეს ნიშნავს, რომ პროტონების რაოდენობა ნებისმიერი ელემენტის ატომში უდრის ელექტრონების რაოდენობას. ატომების მასა განისაზღვრება პროტონებისა და ნეიტრონების მასების ჯამით, რომელთა რაოდენობა უდრის D.I-ის პერიოდულ სისტემაში ატომების მასასა და მის სერიულ რიცხვს შორის სხვაობას. მენდელეევი.

1926 წელს შროდინგერმა შესთავაზა აღეწერა მიკრონაწილაკების მოძრაობა ელემენტის ატომში მის მიერ მიღებული ტალღური განტოლების გამოყენებით. წყალბადის ატომისთვის შრედინგერის ტალღური განტოლების ამოხსნისას ჩნდება სამი მთელი კვანტური რიცხვი: ნ, ℓ და მ ℓ , რომლებიც ახასიათებენ ელექტრონის მდგომარეობას სამგანზომილებიან სივრცეში ბირთვის ცენტრალურ ველში. კვანტური რიცხვები ნ, ℓ და მ ℓ მიიღეთ მთელი მნიშვნელობები. ტალღის ფუნქცია, რომელიც განისაზღვრება სამი კვანტური რიცხვით ნ, ℓ და მ ℓ და შრედინგერის განტოლების ამოხსნის შედეგად მიღებულს ორბიტალი ეწოდება. ორბიტალი არის სივრცის რეგიონი, რომელშიც ელექტრონის ყველაზე დიდი ალბათობაა.მიეკუთვნება ქიმიური ელემენტის ატომს. ამრიგად, შროდინგერის განტოლების ამოხსნა წყალბადის ატომისთვის იწვევს სამი კვანტური რიცხვის გამოჩენას, რომელთა ფიზიკური მნიშვნელობა არის ის, რომ ისინი ახასიათებენ სამი განსხვავებული ტიპის ორბიტალს, რომელიც შეიძლება ჰქონდეს ატომს. მოდით უფრო ახლოს მივხედოთ თითოეულ კვანტურ რიცხვს.

ძირითადი კვანტური რიცხვი n-ს შეუძლია მიიღოს ნებისმიერი დადებითი მთელი რიცხვი: n = 1,2,3,4,5,6,7... ეს ახასიათებს ელექტრონული დონის ენერგიას და ელექტრონული „ღრუბელის“ ზომას. დამახასიათებელია, რომ ძირითადი კვანტური რიცხვის რიცხვი ემთხვევა იმ პერიოდის რაოდენობას, რომელშიც მოცემული ელემენტი მდებარეობს.

აზიმუტალური ან ორბიტალური კვანტური რიცხვიℓ შეუძლია მიიღოს მთელი რიცხვები საიდან ℓ = 0….n-მდე – 1 და განსაზღვრავს ელექტრონის მოძრაობის მომენტს, ე.ი. ორბიტალური ფორმა. ℓ-ის სხვადასხვა რიცხვითი მნიშვნელობებისთვის გამოიყენება შემდეგი აღნიშვნა: ℓ = 0, 1, 2, 3 და აღინიშნება სიმბოლოებით ს, გვ, დ, ვ, შესაბამისად ℓ = 0, 1, 2 და 3. ელემენტების პერიოდულ სისტემაში არ არის ელემენტები სპინის ნომრით ℓ = 4.

მაგნიტური კვანტური რიცხვიმ ℓ ახასიათებს ელექტრონული ორბიტალების სივრცით განლაგებას და, შესაბამისად, ელექტრონის ელექტრომაგნიტურ თვისებებს. მას შეუძლია მიიღოს მნიშვნელობები - ℓ +-მდე ℓ ნულის ჩათვლით.

ატომური ორბიტალების ფორმა ან, უფრო ზუსტად, სიმეტრიული თვისებები დამოკიდებულია კვანტურ რიცხვებზე. ℓ და მ ℓ . „ელექტრონული ღრუბელი“, შესაბამისი ს- ორბიტალებს აქვს, აქვს ბურთის ფორმა (ამავდროულად ℓ = 0).

ნახ.1. 1s ორბიტალი

ℓ = 1 და m ℓ = -1, 0 და +1 კვანტური რიცხვებით განსაზღვრულ ორბიტალებს p-ორბიტალები ეწოდება. ვინაიდან mℓ ამ შემთხვევაში აქვს სამი განსხვავებული მნიშვნელობა, მაშინ ატომს აქვს სამი ენერგიულად ეკვივალენტური p-ორბიტალი (მათთვის მთავარი კვანტური რიცხვი იგივეა და შეიძლება ჰქონდეს მნიშვნელობა n = 2,3,4,5,6 ან 7) . p-ორბიტალებს აქვთ ღერძული სიმეტრია და აქვთ სამგანზომილებიანი რვიანების ფორმა, რომლებიც ორიენტირებულია x, y და z ღერძების გასწვრივ გარე ველში (ნახ. 1.2). აქედან გამომდინარეობს სიმბოლოების p x, p y და p z წარმოშობა.

ნახ.2. p x, p y და p z -ორბიტალები

გარდა ამისა, არსებობს d- და f-ატომური ორბიტალები, პირველი ℓ = 2 და m ℓ = -2, -1, 0, +1 და +2, ე.ი. ხუთი AO, მეორესთვის ℓ = 3 და m ℓ = -3, -2, -1, 0, +1, +2 და +3, ე.ი. 7 AO.

მეოთხე კვანტური მ სსპინის კვანტური რიცხვი, რომელსაც უწოდებენ სპინის კვანტურ რიცხვს, დანერგილი იქნა წყალბადის ატომის სპექტრში ზოგიერთი დახვეწილი ეფექტის ასახსნელად გუდსმიტისა და ულენბეკის მიერ 1925 წელს. ელექტრონის სპინი არის ელექტრონის დამუხტული ელემენტარული ნაწილაკის კუთხური იმპულსი, რომლის ორიენტაცია კვანტურია, ე.ი. მკაცრად შემოიფარგლება გარკვეული კუთხით. ეს ორიენტაცია განისაზღვრება სპინის მაგნიტური კვანტური რიცხვის (s) მნიშვნელობით, რომელიც ელექტრონისთვის არის ½ მაშასადამე, ელექტრონისთვის, კვანტიზაციის წესების მიხედვით მ ს = ± ½. ამასთან დაკავშირებით, სამი კვანტური რიცხვის სიმრავლეს უნდა დაემატოს კვანტური რიცხვი მ ს . კიდევ ერთხელ ხაზს ვუსვამთ, რომ ოთხი კვანტური რიცხვი განსაზღვრავს მენდელეევის ელემენტების პერიოდული ცხრილის აგების თანმიმდევრობას და განმარტავს, რატომ არის მხოლოდ ორი ელემენტი პირველ პერიოდში, რვა მეორეში და მესამეში, 18 მეოთხეში და ა.შ. ატომების მულტიელექტრონის აგებულების ასახსნელად, ელექტრონული დონის შევსების თანმიმდევრობა ატომის დადებითი მუხტის მატებასთან ერთად, საკმარისი არ არის წარმოდგენა ოთხი კვანტური რიცხვის შესახებ, რომლებიც „მართავს“ ელექტრონების ქცევას, როდესაც. ელექტრონული ორბიტალების შევსება, მაგრამ თქვენ უნდა იცოდეთ კიდევ რამდენიმე მარტივი წესი, კერძოდ, პაულის პრინციპი, გუნდის წესი და კლეჩკოვსკის წესები.

პაულის პრინციპის მიხედვით იმავე კვანტურ მდგომარეობაში, რომელიც ხასიათდება ოთხი კვანტური რიცხვის გარკვეული მნიშვნელობებით, არ შეიძლება იყოს ერთზე მეტი ელექტრონი.ეს ნიშნავს, რომ ერთი ელექტრონი, პრინციპში, შეიძლება განთავსდეს ნებისმიერ ატომურ ორბიტალში. ორი ელექტრონი შეიძლება იყოს ერთსა და იმავე ატომურ ორბიტალში მხოლოდ იმ შემთხვევაში, თუ ისინი განსხვავდებიან სპინის კვანტური რიცხვებით.

სამი p-AO, ხუთი d-AO და შვიდი f-AO ელექტრონებით შევსებისას უნდა იხელმძღვანელოთ არა მხოლოდ პაულის პრინციპით, არამედ ჰუნდის წესით: ძირითადი მდგომარეობაში ერთი ქვეშლის ორბიტალების შევსება ხდება იგივე სპინების მქონე ელექტრონებით.

ქვეჭურვების შევსებისას (გვ, დ, ვ) დატრიალებების ჯამის აბსოლუტური მნიშვნელობა უნდა იყოს მაქსიმალური.

კლეჩკოვსკის წესი. კლეჩკოვსკის წესით შევსებისასდ და ველექტრონების ორბიტა უნდა იყოს დაცულიმინიმალური ენერგიის პრინციპი. ამ პრინციპის მიხედვით, ელექტრონები ძირეულ მდგომარეობაში ავსებენ ორბიტებს მინიმალური ენერგეტიკული დონეებით. ქვედონის ენერგია განისაზღვრება კვანტური რიცხვების ჯამითნ + ℓ = E .

კლეჩკოვსკის პირველი წესი: ჯერ შეავსეთ ის ქვედონეები, რისთვისაცნ + ℓ = E მინიმალური.

კლეჩკოვსკის მეორე წესი: თანასწორობის შემთხვევაშინ + ℓ რამდენიმე ქვედონისთვის, ქვედონე რომლისთვისაცნ მინიმალური .

ამჟამად ცნობილია 109 ელემენტი.

2. იონიზაციის ენერგია, ელექტრონების აფინურობა და ელექტრონეგატიურობა.

ატომის ელექტრონული კონფიგურაციის ყველაზე მნიშვნელოვანი მახასიათებლებია იონიზაციის ენერგია (EI) ან იონიზაციის პოტენციალი (IP) და ატომის ელექტრონის აფინურობა (SE). იონიზაციის ენერგია არის ენერგიის ცვლილება თავისუფალი ატომიდან ელექტრონის გამოყოფის პროცესში 0 K-ზე: A = + + ē . იონიზაციის ენერგიის დამოკიდებულებას ელემენტის ატომურ რიცხვზე Z, ატომური რადიუსის ზომას აქვს გამოხატული პერიოდული ხასიათი.

ელექტრონის აფინურობა (SE) არის ენერგიის ცვლილება, რომელიც თან ახლავს იზოლირებულ ატომში ელექტრონის დამატებას უარყოფითი იონის წარმოქმნით 0 K-ზე: A + ē = A. - (ატომი და იონი მათ ძირითად მდგომარეობაშია).ამ შემთხვევაში, ელექტრონი იკავებს ყველაზე დაბალ თავისუფალ ატომურ ორბიტალს (LUAO), თუ VZAO დაკავებულია ორი ელექტრონით. SE ძლიერ არის დამოკიდებული მათ ორბიტალურ ელექტრონულ კონფიგურაციაზე.

EI და SE ცვლილებები დაკავშირებულია ელემენტების და მათი ნაერთების მრავალი თვისების ცვლილებებთან, რაც გამოიყენება ამ თვისებების პროგნოზირებისთვის EI და SE მნიშვნელობებიდან. ჰალოგენებს აქვთ ელექტრონების ყველაზე მაღალი აბსოლუტური მიდრეკილება. ელემენტების პერიოდული ცხრილის თითოეულ ჯგუფში იონიზაციის პოტენციალი ან EI მცირდება ელემენტების რაოდენობის მატებასთან ერთად, რაც დაკავშირებულია ატომური რადიუსის მატებასთან და ელექტრონული ფენების რაოდენობის ზრდასთან და რაც კარგად არის დაკავშირებული მატებასთან. ელემენტის შემცირების ძალა.

ელემენტების პერიოდული ცხრილის 1 ცხრილში მოცემულია EI და SE მნიშვნელობები eV/atom-ში. გაითვალისწინეთ, რომ ზუსტი SE მნიშვნელობები ცნობილია მხოლოდ რამდენიმე ატომისთვის; მათი მნიშვნელობები ხაზგასმულია ცხრილში 1.

ცხრილი 1

პერიოდულ სისტემაში ატომების პირველი იონიზაციის ენერგია (EI), ელექტრონის აფინურობა (SE) და ელექტრონეგატიურობა 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						ოს

χ - პაულინგის ელექტრონეგატიურობა

რ- ატომური რადიუსი, ("ლაბორატორიული და სემინარის გაკვეთილები ზოგად და არაორგანულ ქიმიაში", ნ.ს. ახმეტოვი, მ.კ. აზიზოვა, ლ.ი. ბადიგინა)

ატომი არის მატერიის უმცირესი ნაწილაკი. მისი შესწავლა დაიწყო ძველ საბერძნეთში, როდესაც არა მხოლოდ მეცნიერების, არამედ ფილოსოფოსების ყურადღებაც ატომის სტრუქტურაზე იყო მიპყრობილი. როგორია ატომის ელექტრონული სტრუქტურა და რა ძირითადი ინფორმაციაა ცნობილი ამ ნაწილაკზე?

ატომის სტრუქტურა

უკვე ძველმა ბერძენმა მეცნიერებმა გამოიცნეს უმცირესი ქიმიური ნაწილაკების არსებობა, რომლებიც ქმნიან ნებისმიერ ობიექტს და ორგანიზმს. ხოლო თუ XVII-XVIII სს. ქიმიკოსები დარწმუნებულნი იყვნენ, რომ ატომი განუყოფელი ელემენტარული ნაწილაკია, შემდეგ მე-19-20 საუკუნეების მიჯნაზე მათ მოახერხეს ექსპერიმენტულად დაემტკიცებინათ, რომ ატომი განუყოფელი არ არის.

ატომი, როგორც მატერიის მიკროსკოპული ნაწილაკი, შედგება ბირთვისა და ელექტრონებისგან. ბირთვი ატომზე 10000-ჯერ პატარაა, მაგრამ მისი თითქმის მთელი მასა კონცენტრირებულია ბირთვში. ატომის ბირთვის მთავარი მახასიათებელი ის არის, რომ მას აქვს დადებითი მუხტი და შედგება პროტონებისა და ნეიტრონებისგან. პროტონები დადებითად არის დამუხტული, ხოლო ნეიტრონებს არ აქვთ მუხტი (ისინი ნეიტრალურია).

ისინი ერთმანეთთან დაკავშირებულია ძლიერი ბირთვული ძალით. პროტონის მასა დაახლოებით უდრის ნეიტრონის მასას, მაგრამ ამავე დროს ის 1840-ჯერ მეტია ელექტრონის მასაზე. პროტონებსა და ნეიტრონებს აქვთ საერთო სახელი ქიმიაში - ნუკლეონები. თავად ატომი ელექტრულად ნეიტრალურია.

ნებისმიერი ელემენტის ატომი შეიძლება აღინიშნოს ელექტრონული ფორმულით და ელექტრონული გრაფიკული ფორმულით:

ბრინჯი. 1. ატომის ელექტრო-გრაფიკული ფორმულა.

პერიოდული ცხრილის ერთადერთი ქიმიური ელემენტი, რომლის ბირთვი არ შეიცავს ნეიტრონებს, არის მსუბუქი წყალბადი (პროტიუმი).

ელექტრონი არის უარყოფითად დამუხტული ნაწილაკი. ელექტრონული გარსი შედგება ელექტრონებისგან, რომლებიც მოძრაობენ ბირთვის გარშემო. ელექტრონებს აქვთ ბირთვისკენ მიზიდვის თვისებები და ერთმანეთზე მათზე გავლენას ახდენს კულონის ურთიერთქმედება. ბირთვის მიზიდულობის დასაძლევად ელექტრონებმა უნდა მიიღონ ენერგია გარე წყაროდან. რაც უფრო შორს არის ელექტრონი ბირთვიდან, მით ნაკლები ენერგიაა საჭირო ამისათვის.

ატომის მოდელები

დიდი ხნის განმავლობაში მეცნიერები ცდილობდნენ გაეგოთ ატომის ბუნება. ადრეულ ეტაპზე დიდი წვლილი მიუძღვის ძველ ბერძენ ფილოსოფოს დემოკრიტეს. მიუხედავად იმისა, რომ ახლა მისი თეორია ჩვენთვის ბანალური და ზედმეტად მარტივი გვეჩვენება, იმ დროს, როდესაც ელემენტარული ნაწილაკების კონცეფცია ახლახან იწყებოდა გაჩენა, მატერიის ნაწილების მისი თეორია საკმაოდ სერიოზულად იქნა მიღებული. დემოკრიტე თვლიდა, რომ ნებისმიერი ნივთიერების თვისებები დამოკიდებულია ატომების ფორმაზე, მასაზე და სხვა მახასიათებლებზე. ასე, მაგალითად, ცეცხლთან ახლოს, მას სჯეროდა, რომ არის ბასრი ატომები - მაშასადამე, ცეცხლი იწვის; წყალს აქვს გლუვი ატომები, ამიტომ მას შეუძლია მიედინება; მყარ ობიექტებში, მისი აზრით, ატომები უხეში იყო.

დემოკრიტე თვლიდა, რომ აბსოლუტურად ყველაფერი ატომებისგან შედგება, ადამიანის სულიც კი.

1904 წელს ჯ.ჯ.ტომსონმა შემოგვთავაზა ატომის თავისი მოდელი. თეორიის ძირითადი დებულებები ემყარებოდა იმ ფაქტს, რომ ატომი წარმოდგენილი იყო როგორც დადებითად დამუხტული სხეული, რომლის შიგნით იყო ელექტრონები უარყოფითი მუხტით. მოგვიანებით ეს თეორია უარყო ე.რეზერფორდმა.

ბრინჯი. 2. ტომსონის ატომის მოდელი.

ასევე 1904 წელს იაპონელმა ფიზიკოსმა ჰ.ნაგაოკამ შემოგვთავაზა ატომის ადრეული პლანეტარული მოდელი პლანეტა სატურნის ანალოგიით. ამ თეორიის თანახმად, ელექტრონები გაერთიანებულია რგოლებში და ბრუნავენ დადებითად დამუხტული ბირთვის გარშემო. ეს თეორია მცდარი აღმოჩნდა.

1911 წელს ე. რეზერფორდმა, ჩაატარა მთელი რიგი ექსპერიმენტები, დაასკვნა, რომ ატომი მისი აგებულებით პლანეტარული სისტემის მსგავსია. ბოლოს და ბოლოს, ელექტრონები, პლანეტების მსგავსად, ორბიტაზე მოძრაობენ მძიმე დადებითად დამუხტული ბირთვის გარშემო. თუმცა, ეს აღწერა ეწინააღმდეგებოდა კლასიკურ ელექტროდინამიკას. შემდეგ დანიელმა ფიზიკოსმა ნილს ბორმა 1913 წელს შემოიტანა პოსტულატები, რომელთა არსი იყო ის, რომ ელექტრონი, რომელიც იმყოფება ზოგიერთ სპეციალურ მდგომარეობაში, არ ასხივებს ენერგიას. ამრიგად, ბორის პოსტულატებმა აჩვენეს, რომ კლასიკური მექანიკა შეუსაბამოა ატომებისთვის. რეზერფორდის მიერ აღწერილ და ბორის მიერ დამატებულ პლანეტურ მოდელს ეწოდა ბორ-რაზერფორდის პლანეტარული მოდელი.

ბრინჯი. 3. ბორ-რაზერფორდის პლანეტარული მოდელი.

ატომის შემდგომმა შესწავლამ განაპირობა ისეთი განყოფილების შექმნა, როგორიც არის კვანტური მექანიკა, რომლის დახმარებით მრავალი მეცნიერული ფაქტი იქნა ახსნილი. ატომის შესახებ თანამედროვე იდეები ჩამოყალიბდა ბორ-რაზერფორდის პლანეტარული მოდელიდან.მოხსენების შეფასება

Საშუალო რეიტინგი: 4.4. სულ მიღებული შეფასებები: 469.