ქიმიკატები არის ის, რაც ქმნის ჩვენს გარშემო არსებულ სამყაროს.
თითოეული ქიმიური ნივთიერების თვისებები იყოფა ორ ტიპად: ეს არის ქიმიური, რომელიც ახასიათებს მის უნარს წარმოქმნას სხვა ნივთიერებები და ფიზიკური, რომლებიც ობიექტურად შეინიშნება და შეიძლება განიხილებოდეს ქიმიური გარდაქმნებისაგან იზოლირებულად. მაგალითად, ნივთიერების ფიზიკური თვისებებია მისი აგრეგაციის მდგომარეობა (მყარი, თხევადი ან აირისებრი), თბოგამტარობა, სითბოს მოცულობა, ხსნადობა სხვადასხვა გარემოში (წყალი, ალკოჰოლი და ა.შ.), სიმკვრივე, ფერი, გემო და ა.შ. .
ზოგიერთი ქიმიური ნივთიერების სხვა ნივთიერებებად გარდაქმნას ქიმიური მოვლენები ან ქიმიური რეაქციები ეწოდება. აღსანიშნავია, რომ არის ფიზიკური ფენომენებიც, რომლებსაც, ცხადია, თან ახლავს ნივთიერების ნებისმიერი ფიზიკური თვისების ცვლილება სხვა ნივთიერებებად გარდაქმნის გარეშე. ფიზიკურ მოვლენებს, მაგალითად, მოიცავს ყინულის დნობა, წყლის გაყინვა ან აორთქლება და ა.შ.
ის ფაქტი, რომ ნებისმიერი პროცესის დროს ხდება ქიმიური ფენომენი, შეიძლება დავასკვნათ ქიმიური რეაქციების დამახასიათებელი ნიშნების დაკვირვებით, როგორიცაა ფერის ცვლილება, ნალექის წარმოქმნა, გაზის ევოლუცია, სითბოს და/ან სინათლის ევოლუცია.
ასე რომ, მაგალითად, დასკვნა ქიმიური რეაქციების მიმდინარეობის შესახებ შეიძლება გაკეთდეს დაკვირვებით:
წყლის ადუღებისას ნალექის წარმოქმნა, რომელსაც ყოველდღიურ ცხოვრებაში მასშტაბი ეწოდება;
სითბოს და სინათლის გამოყოფა ცეცხლის დაწვისას;
ჰაერში ახალი ვაშლის ნაჭრის ფერის შეცვლა;
ცომის დუღილის დროს გაზის ბუშტების წარმოქმნა და ა.შ.
მატერიის უმცირეს ნაწილაკებს, რომლებიც ქიმიური რეაქციების პროცესში პრაქტიკულად არ განიცდიან ცვლილებებს, მაგრამ მხოლოდ ახალი გზით არიან დაკავშირებული ერთმანეთთან, ეწოდება ატომები.
მატერიის ასეთი ერთეულების არსებობის იდეა ჯერ კიდევ ძველ საბერძნეთში გაჩნდა ძველი ფილოსოფოსების გონებაში, რაც რეალურად ხსნის ტერმინის "ატომის" წარმოშობას, რადგან "ატომი" სიტყვასიტყვით ბერძნულიდან თარგმნილი ნიშნავს "განუყოფელს".
თუმცა, ძველი ბერძენი ფილოსოფოსების იდეის საწინააღმდეგოდ, ატომები არ არის მატერიის აბსოლუტური მინიმუმი, ე.ი. მათ აქვთ რთული სტრუქტურა.
თითოეული ატომი შედგება ეგრეთ წოდებული სუბატომური ნაწილაკებისგან - პროტონები, ნეიტრონები და ელექტრონები, რომლებიც აღნიშნავენ შესაბამისად p + , n o და e - სიმბოლოებით. გამოყენებული აღნიშვნის ზედნაწერი მიუთითებს, რომ პროტონს აქვს დადებითი მუხტი, ელექტრონს აქვს უარყოფითი მუხტი და ნეიტრონს არ აქვს მუხტი.
რაც შეეხება ატომის თვისებრივ სტრუქტურას, თითოეულ ატომს აქვს ყველა პროტონი და ნეიტრონი კონცენტრირებული ეგრეთ წოდებულ ბირთვში, რომლის გარშემოც ელექტრონები ქმნიან ელექტრონულ გარსს.
პროტონსა და ნეიტრონს პრაქტიკულად ერთნაირი მასები აქვთ, ე.ი. m p ≈ m n და ელექტრონის მასა თითქმის 2000-ჯერ ნაკლებია თითოეული მათგანის მასაზე, ე.ი. m p / m e ≈ m n / m e ≈ 2000 წ.
ვინაიდან ატომის ფუნდამენტური თვისებაა მისი ელექტრული ნეიტრალიტეტი, ხოლო ერთი ელექტრონის მუხტი უდრის ერთი პროტონის მუხტს, აქედან შეიძლება დავასკვნათ, რომ ნებისმიერ ატომში ელექტრონების რაოდენობა პროტონების რაოდენობის ტოლია.
მაგალითად, ქვემოთ მოყვანილი ცხრილი გვიჩვენებს ატომების შესაძლო შემადგენლობას:
ატომების ტიპი ერთი და იგივე ბირთვული მუხტით, ე.ი. მათ ბირთვებში პროტონების იგივე რაოდენობას ქიმიური ელემენტი ეწოდება. ამრიგად, ზემოთ მოყვანილი ცხრილიდან შეგვიძლია დავასკვნათ, რომ ატომი1 და ატომი2 მიეკუთვნება ერთ ქიმიურ ელემენტს, ხოლო ატომი3 და ატომ4 სხვა ქიმიურ ელემენტს.
თითოეულ ქიმიურ ელემენტს აქვს საკუთარი სახელი და ინდივიდუალური სიმბოლო, რომელიც იკითხება გარკვეული გზით. ასე, მაგალითად, უმარტივეს ქიმიურ ელემენტს, რომლის ატომები შეიცავს მხოლოდ ერთ პროტონს ბირთვში, აქვს სახელწოდება "წყალბადი" და აღინიშნება სიმბოლო "H", რომელიც იკითხება როგორც "ნაცარი", და ქიმიური ელემენტი. ბირთვული მუხტით +7 (ანუ შეიცავს 7 პროტონს) - "აზოტს", აქვს სიმბოლო "N", რომელიც იკითხება როგორც "en".
როგორც ზემოთ მოყვანილი ცხრილიდან ხედავთ, ერთი ქიმიური ელემენტის ატომები შეიძლება განსხვავდებოდეს ბირთვებში ნეიტრონების რაოდენობით.
ატომებს, რომლებიც მიეკუთვნებიან იმავე ქიმიურ ელემენტს, მაგრამ აქვთ ნეიტრონების განსხვავებული რაოდენობა და, შედეგად, მასა, ეწოდება იზოტოპები.
მაგალითად, ქიმიურ ელემენტს წყალბადს აქვს სამი იზოტოპი - 1 H, 2 H და 3 H. H სიმბოლოს ზემოთ 1, 2 და 3 ინდექსები ნიშნავს ნეიტრონებისა და პროტონების საერთო რაოდენობას. იმათ. იმის ცოდნა, რომ წყალბადი არის ქიმიური ელემენტი, რომელიც ხასიათდება იმით, რომ მისი ატომების ბირთვებში არის ერთი პროტონი, შეგვიძლია დავასკვნათ, რომ 1 H იზოტოპში საერთოდ არ არის ნეიტრონები (1-1 = 0). 2 H იზოტოპი - 1 ნეიტრონი (2-1=1) და იზოტოპში 3 H - ორი ნეიტრონი (3-1=2). ვინაიდან, როგორც უკვე აღვნიშნეთ, ნეიტრონს და პროტონს ერთი და იგივე მასა აქვთ და ელექტრონის მასა მათთან შედარებით უმნიშვნელოა, ეს ნიშნავს, რომ 2 H იზოტოპი თითქმის ორჯერ მძიმეა 1 H იზოტოპზე, ხოლო 3 H. იზოტოპი სამჯერ მძიმეა. წყალბადის იზოტოპების მასებში ამხელა გავრცელებასთან დაკავშირებით, 2 H და 3 H იზოტოპებს ცალკე ცალკეული სახელები და სიმბოლოებიც კი მიენიჭათ, რაც არცერთ სხვა ქიმიურ ელემენტს არ ახასიათებს. 2 H იზოტოპს ეწოდა დეიტერიუმი და მიენიჭა სიმბოლო D, ხოლო 3 H იზოტოპს მიენიჭა სახელი ტრიტიუმი და მიენიჭა სიმბოლო T.
თუ პროტონისა და ნეიტრონის მასას ავიღებთ ერთიანობად და უგულებელვყოფთ ელექტრონის მასას, ფაქტობრივად, ზედა მარცხენა ინდექსი, ატომში პროტონებისა და ნეიტრონების საერთო რაოდენობის გარდა, შეიძლება ჩაითვალოს მის მასაზე და ამიტომ ამ ინდექსს მასური რიცხვი ეწოდება და აღინიშნება A სიმბოლოთი. ვინაიდან ნებისმიერი პროტონის ბირთვის მუხტი შეესაბამება ატომს და თითოეული პროტონის მუხტი პირობითად ითვლება +1-ის ტოლი, პროტონების რაოდენობა ბირთვს ეწოდება მუხტის რიცხვი (Z). ატომში ნეიტრონების რაოდენობის აღნიშვნა ასო N-ით, მათემატიკურად კავშირი მასის რიცხვს, მუხტის რაოდენობას და ნეიტრონების რაოდენობას შორის შეიძლება გამოისახოს როგორც:
თანამედროვე კონცეფციების მიხედვით, ელექტრონს აქვს ორმაგი (ნაწილაკ-ტალღური) ბუნება. მას აქვს როგორც ნაწილაკების, ასევე ტალღის თვისებები. ნაწილაკების მსგავსად, ელექტრონს აქვს მასა და მუხტი, მაგრამ ამავდროულად, ელექტრონების ნაკადს, ტალღის მსგავსად, ახასიათებს დიფრაქციის უნარი.
ატომში ელექტრონის მდგომარეობის აღსაწერად გამოიყენება კვანტური მექანიკის ცნებები, რომლის მიხედვითაც ელექტრონს არ აქვს მოძრაობის კონკრეტული ტრაექტორია და შეიძლება განთავსდეს სივრცის ნებისმიერ წერტილში, მაგრამ განსხვავებული ალბათობით.
ბირთვის ირგვლივ არსებული სივრცის რეგიონს, სადაც სავარაუდოდ ელექტრონი აღმოჩნდება, ატომური ორბიტალი ეწოდება.
ატომურ ორბიტალს შეიძლება ჰქონდეს განსხვავებული ფორმა, ზომა და ორიენტაცია. ატომურ ორბიტალს ასევე უწოდებენ ელექტრონულ ღრუბელს.
გრაფიკულად, ერთი ატომური ორბიტალი ჩვეულებრივ აღინიშნება როგორც კვადრატული უჯრედი:
კვანტურ მექანიკას აქვს უკიდურესად რთული მათემატიკური აპარატურა, ამიტომ სასკოლო ქიმიის კურსის ფარგლებში განიხილება მხოლოდ კვანტური მექანიკის თეორიის შედეგები.
ამ შედეგების მიხედვით, ნებისმიერი ატომური ორბიტალი და მასზე განთავსებული ელექტრონი მთლიანად ხასიათდება 4 კვანტური რიცხვით.
- მთავარი კვანტური რიცხვი - n - განსაზღვრავს ელექტრონის მთლიან ენერგიას მოცემულ ორბიტალში. მთავარი კვანტური რიცხვის მნიშვნელობების დიაპაზონი არის ყველა ნატურალური რიცხვი, ე.ი. n = 1,2,3,4, 5 და ა.შ.
- ორბიტალური კვანტური რიცხვი - l - ახასიათებს ატომური ორბიტალის ფორმას და შეუძლია მიიღოს ნებისმიერი მთელი რიცხვი 0-დან n-1-მდე, სადაც n, გავიხსენოთ, არის მთავარი კვანტური რიცხვი.
ორბიტალებს l = 0 ეწოდება ს-ორბიტალები. s-ორბიტალები სფერულია და არ აქვთ მიმართულება სივრცეში:
ორბიტალებს l = 1 ეწოდება გვ-ორბიტალები. ამ ორბიტალებს აქვთ სამგანზომილებიანი ფიგურის რვის ფორმა, ე.ი. ფორმა, რომელიც მიღებულია ფიგურის რვა სიმეტრიის ღერძის გარშემო ბრუნვით და გარეგნულად ჰანტელს ჰგავს:
ორბიტალებს l = 2 ეწოდება დ-ორბიტალებიდა l = 3 - ვ-ორბიტალები. მათი სტრუქტურა გაცილებით რთულია.
3) მაგნიტური კვანტური რიცხვი - m l - განსაზღვრავს კონკრეტული ატომური ორბიტალის სივრცით ორიენტაციას და გამოხატავს ორბიტალური კუთხური იმპულსის პროექციას მაგნიტური ველის მიმართულებაზე. მაგნიტური კვანტური რიცხვი m l შეესაბამება ორბიტალის ორიენტაციას გარე მაგნიტური ველის სიძლიერის ვექტორის მიმართულებასთან მიმართებაში და შეუძლია მიიღოს ნებისმიერი მთელი რიცხვი -l-დან +l-მდე, მათ შორის 0, ე.ი. შესაძლო მნიშვნელობების საერთო რაოდენობაა (2ლ+1). ასე, მაგალითად, l = 0 მ ლ = 0 (ერთი მნიშვნელობა), l = 1 მ ლ = -1, 0, +1 (სამი მნიშვნელობა), l = 2 მ ლ = -2, -1, 0, + 1, +2 (მაგნიტური კვანტური რიცხვის ხუთი მნიშვნელობა) და ა.შ.
ასე, მაგალითად, p-ორბიტალები, ე.ი. ორბიტალები ორბიტალური კვანტური ნომრით l = 1, რომელსაც აქვს „სამგანზომილებიანი ფიგურის რვა“ ფორმა, შეესაბამება მაგნიტური კვანტური რიცხვის სამ მნიშვნელობას (-1, 0, +1), რაც, თავის მხრივ, შეესაბამება. ერთმანეთის პერპენდიკულარულ სივრცეში სამი მიმართულებით.
4) სპინის კვანტური რიცხვი (ან უბრალოდ სპინი) - m s - პირობითად შეიძლება ჩაითვალოს პასუხისმგებელი ატომში ელექტრონის ბრუნვის მიმართულებაზე, მას შეუძლია მიიღოს მნიშვნელობები. სხვადასხვა სპინების მქონე ელექტრონები მითითებულია სხვადასხვა მიმართულებით მიმართული ვერტიკალური ისრებით: ↓ და .
ატომში ყველა ორბიტალთა სიმრავლეს, რომლებსაც აქვთ ძირითადი კვანტური რიცხვის იგივე მნიშვნელობა, ეწოდება ენერგეტიკული დონე ან ელექტრონული გარსი. ნებისმიერი თვითნებური ენერგიის დონე გარკვეული n რიცხვით შედგება n 2 ორბიტალისგან.
ორბიტალთა სიმრავლე ძირითადი კვანტური რიცხვისა და ორბიტალური კვანტური რიცხვის ერთნაირი მნიშვნელობებით არის ენერგიის ქვედონე.
თითოეული ენერგეტიკული დონე, რომელიც შეესაბამება მთავარ კვანტურ რიცხვს n, შეიცავს n ქვედონეებს. თავის მხრივ, ყოველი ენერგიის ქვედონე ორბიტალური კვანტური რიცხვით l შედგება (2ლ+1) ორბიტალებისგან. ამრიგად, s-ქვეფენა შედგება ერთი s-ორბიტალისგან, p-ქვეფენა - სამი p-ორბიტალისგან, d-ქვეფენა - ხუთი d-ორბიტალისგან, ხოლო f-ქვეფენა - შვიდი f-ორბიტალისგან. ვინაიდან, როგორც უკვე აღვნიშნეთ, ერთი ატომური ორბიტალი ხშირად აღინიშნება ერთი კვადრატული უჯრედით, s-, p-, d- და f-ქვედონეები შეიძლება გრაფიკულად იყოს გამოსახული შემდეგნაირად:
თითოეულ ორბიტალს შეესაბამება სამი კვანტური რიცხვის n, l და m l ცალკეული მკაცრად განსაზღვრული ნაკრები.
ელექტრონების განაწილებას ორბიტალებში ეწოდება ელექტრონების კონფიგურაცია.
ატომური ორბიტალების ელექტრონებით შევსება ხდება სამი პირობის შესაბამისად:
- მინიმალური ენერგიის პრინციპი: ელექტრონები ავსებენ ორბიტალებს დაწყებული ყველაზე დაბალი ენერგეტიკული ქვედონედან. ენერგიის გაზრდის მიზნით ქვედონეების თანმიმდევრობა ასეთია: 1წ<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;
ელექტრონული ქვედონეების შევსების ამ თანმიმდევრობის დამახსოვრების გასაადვილებლად, შემდეგი გრაფიკული ილუსტრაცია ძალიან მოსახერხებელია:
- პაულის პრინციპი: თითოეულ ორბიტალს შეუძლია შეინახოს მაქსიმუმ ორი ელექტრონი.
თუ ორბიტალში არის ერთი ელექტრონი, მაშინ მას ეწოდება დაუწყვილებელი, ხოლო თუ ორია, მაშინ მათ ელექტრონულ წყვილს უწოდებენ.
- ჰუნდის წესი: ატომის ყველაზე სტაბილური მდგომარეობა არის ის, რომელშიც, ერთი ქვედონეზე, ატომს აქვს დაუწყვილებელი ელექტრონების მაქსიმალური შესაძლო რაოდენობა. ატომის ამ ყველაზე სტაბილურ მდგომარეობას ძირითადი მდგომარეობა ეწოდება.
ფაქტობრივად, ზემოაღნიშნული ნიშნავს, რომ, მაგალითად, 1-ლი, მე-2, მე-3 და მე-4 ელექტრონების განთავსება p-ქვედონის სამ ორბიტალზე განხორციელდება შემდეგნაირად:
ატომური ორბიტალების შევსება წყალბადიდან, რომელსაც აქვს მუხტის ნომერი 1, კრიპტონამდე (Kr) მუხტის ნომრით 36, განხორციელდება შემდეგნაირად:
ატომური ორბიტალების შევსების რიგის მსგავს წარმოდგენას ენერგეტიკული დიაგრამა ეწოდება. ცალკეული ელემენტების ელექტრონულ დიაგრამებზე დაყრდნობით, შეგიძლიათ დაწეროთ მათი ე.წ. ელექტრონული ფორმულები (კონფიგურაციები). ასე, მაგალითად, ელემენტი 15 პროტონით და შედეგად, 15 ელექტრონით, ე.ი. ფოსფორს (P) ექნება შემდეგი ენერგეტიკული დიაგრამა:
ელექტრონულ ფორმულაში გადაყვანისას, ფოსფორის ატომი მიიღებს ფორმას:
15 P = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3
ქვედონეზე სიმბოლოს მარცხნივ მდებარე ნორმალური ზომის ციფრები აჩვენებს ენერგიის დონის რაოდენობას, ხოლო ქვედონეების სიმბოლოს მარჯვნივ მდებარე ზემოწერები აჩვენებს ელექტრონების რაოდენობას შესაბამის ქვედონეზე.
ქვემოთ მოცემულია D.I-ს პირველი 36 ელემენტის ელექტრონული ფორმულები. მენდელეევი.
| პერიოდი | Საქონელი №. | სიმბოლო | სათაური | ელექტრონული ფორმულა |
| მე | 1 | ჰ | წყალბადის | 1ს 1 |
| 2 | ის | ჰელიუმი | 1s2 | |
| II | 3 | ლი | ლითიუმი | 1s2 2s1 |
| 4 | იყავი | ბერილიუმი | 1s2 2s2 | |
| 5 | ბ | ბორის | 1s 2 2s 2 2p 1 | |
| 6 | C | ნახშირბადის | 1s 2 2s 2 2p 2 | |
| 7 | ნ | აზოტი | 1s 2 2s 2 2p 3 | |
| 8 | ო | ჟანგბადი | 1s 2 2s 2 2p 4 | |
| 9 | ფ | ფტორი | 1s 2 2s 2 2p 5 | |
| 10 | ნე | ნეონის | 1s 2 2s 2 2p 6 | |
| III | 11 | ნა | ნატრიუმის | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 |
| 12 | მგ | მაგნიუმი | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 | |
| 13 | ალ | ალუმინის | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 | |
| 14 | სი | სილიკონი | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 | |
| 15 | პ | ფოსფორი | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 | |
| 16 | ს | გოგირდის | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 | |
| 17 | კლ | ქლორი | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 | |
| 18 | არ | არგონი | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 | |
| IV | 19 | კ | კალიუმი | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 |
| 20 | დაახ | კალციუმი | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 | |
| 21 | სკ | სკანდიუმი | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 | |
| 22 | ტი | ტიტანის | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2 | |
| 23 | ვ | ვანადიუმი | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3 | |
| 24 | ქრ | ქრომი | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 სზე დქვედონე | |
| 25 | მნ | მანგანუმი | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 | |
| 26 | ფე | რკინის | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 | |
| 27 | თანა | კობალტი | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7 | |
| 28 | ნი | ნიკელი | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8 | |
| 29 | კუ | სპილენძი | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 სზე დქვედონე | |
| 30 | ზნ | თუთია | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 | |
| 31 | გა | გალიუმი | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1 | |
| 32 | გე | გერმანიუმი | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2 | |
| 33 | როგორც | დარიშხანი | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3 | |
| 34 | სე | სელენი | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4 | |
| 35 | ძმ | ბრომი | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5 | |
| 36 | კრ | კრიპტონი | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 |
როგორც უკვე აღვნიშნეთ, მათ ძირითად მდგომარეობაში ელექტრონები ატომურ ორბიტალებში განლაგებულია უმცირესი ენერგიის პრინციპის მიხედვით. მიუხედავად ამისა, ცარიელი p-ორბიტალების არსებობისას ატომის ძირითად მდგომარეობაში, ხშირად, როდესაც მას ჭარბი ენერგია გადაეცემა, ატომი შეიძლება გადავიდეს ეგრეთ წოდებულ აგზნებად მდგომარეობაში. მაგალითად, ბორის ატომს თავის ძირითად მდგომარეობაში აქვს ელექტრონული კონფიგურაცია და შემდეგი ფორმის ენერგეტიკული დიაგრამა:
5 B = 1s 2 2s 2 2p 1
ხოლო აღგზნებულ მდგომარეობაში (*), ე.ი. ბორის ატომისთვის გარკვეული ენერგიის გადაცემისას, მისი ელექტრონული კონფიგურაცია და ენერგიის დიაგრამა ასე გამოიყურება:
5 B* = 1s 2 2s 1 2p 2
იმისდა მიხედვით, თუ რომელი ქვედონე ატომში ივსება ბოლოს, ქიმიური ელემენტები იყოფა s, p, d ან f.
s, p, d და f- ელემენტების პოვნა ცხრილში D.I. მენდელეევი:
- s-ელემენტებს აქვთ ბოლო s-ქვედონე, რომელიც უნდა შეივსოს. ეს ელემენტები მოიცავს I და II ჯგუფების ძირითადი (მარცხნივ ცხრილის უჯრედში) ქვეჯგუფების ელემენტებს.
- p-ელემენტებისთვის, p-ქვედონე ივსება. p-ელემენტები მოიცავს ყოველი პერიოდის ბოლო ექვს ელემენტს, გარდა პირველი და მეშვიდისა, ასევე III-VIII ჯგუფების ძირითადი ქვეჯგუფების ელემენტებს.
- d-ელემენტები განლაგებულია s- და p- ელემენტებს შორის დიდ პერიოდებში.
- f-ელემენტებს უწოდებენ ლანთანიდებს და აქტინიდებს. მათ ცხრილის ბოლოში ათავსებენ დ.ი. მენდელეევი.
ატომი(ბერძნულიდან atomos - განუყოფელი) - ქიმიური ელემენტის ერთბირთვიანი, ქიმიურად განუყოფელი ნაწილაკი, ნივთიერების თვისებების მატარებელი. ნივთიერებები შედგება ატომებისგან. თავად ატომი შედგება დადებითად დამუხტული ბირთვისა და უარყოფითად დამუხტული ელექტრონული ღრუბლისგან. ზოგადად, ატომი ელექტრულად ნეიტრალურია. ატომის ზომა მთლიანად განისაზღვრება მისი ელექტრონული ღრუბლის ზომით, ვინაიდან ბირთვის ზომა უმნიშვნელოა ელექტრონული ღრუბლის ზომასთან შედარებით. ბირთვი შედგება ზდადებითად დამუხტული პროტონები (პროტონული მუხტი შეესაბამება +1 თვითნებურ ერთეულებში) და ნნეიტრონები, რომლებიც არ ატარებენ მუხტს (ნეიტრონების რაოდენობა შეიძლება იყოს პროტონების ტოლი ან ოდნავ მეტი ან ნაკლები). პროტონებსა და ნეიტრონებს უწოდებენ ნუკლეონებს, ანუ ბირთვის ნაწილაკებს. ამრიგად, ბირთვის მუხტი განისაზღვრება მხოლოდ პროტონების რაოდენობით და უდრის ელემენტის სერიულ რაოდენობას პერიოდულ სისტემაში. ბირთვის დადებითი მუხტი კომპენსირდება უარყოფითად დამუხტული ელექტრონებით (ელექტრონის მუხტი -1 თვითნებურ ერთეულებში), რომლებიც ქმნიან ელექტრონულ ღრუბელს. ელექტრონების რაოდენობა პროტონების რაოდენობის ტოლია. პროტონებისა და ნეიტრონების მასები ტოლია (1 და 1 ამუ, შესაბამისად). ატომის მასა ძირითადად განისაზღვრება მისი ბირთვის მასით, რადგან ელექტრონის მასა დაახლოებით 1836-ჯერ ნაკლებია პროტონისა და ნეიტრონის მასაზე და იშვიათად არის გათვალისწინებული გამოთვლებში. ნეიტრონების ზუსტი რაოდენობა შეიძლება ვიპოვოთ ატომის მასასა და პროტონების რაოდენობას შორის სხვაობით ( ნ=ა-ზ). ნებისმიერი ქიმიური ელემენტის ატომების ტიპს ბირთვით, რომელიც შედგება პროტონების (Z) და ნეიტრონების (N) მკაცრად განსაზღვრული რაოდენობისგან, ეწოდება ნუკლიდი (ეს შეიძლება იყოს სხვადასხვა ელემენტები ნუკლეონების საერთო რაოდენობის (იზობარები) ან ნეიტრონები. (იზოტონები), ან ერთი ქიმიური ელემენტი - პროტონების ერთი რაოდენობა, მაგრამ ნეიტრონების განსხვავებული რაოდენობა (იზომერები)).
ვინაიდან თითქმის მთელი მასა კონცენტრირებულია ატომის ბირთვში, მაგრამ მისი ზომები უმნიშვნელოა ატომის მთლიან მოცულობასთან შედარებით, ბირთვი პირობითად აღიქმება როგორც მატერიალური წერტილი, რომელიც მდებარეობს ატომის ცენტრში და თავად ატომი არის განიხილება როგორც ელექტრონების სისტემა. ქიმიურ რეაქციაში ატომის ბირთვი არ მოქმედებს (გარდა ბირთვული რეაქციებისა), ისევე როგორც შიდა ელექტრონული დონეები, მაგრამ ჩართულია მხოლოდ გარე ელექტრონული გარსის ელექტრონები. ამ მიზეზით, აუცილებელია იცოდეთ ელექტრონის თვისებები და ატომების ელექტრონული გარსების ფორმირების წესები.
ელექტრონის თვისებები
ელექტრონის თვისებებისა და ელექტრონული დონეების ფორმირების წესების შესწავლამდე აუცილებელია შევეხოთ ატომის აგებულების შესახებ იდეების წარმოქმნის ისტორიას. ჩვენ არ განვიხილავთ ატომური სტრუქტურის ფორმირების სრულ ისტორიას, მაგრამ ვისაუბრებთ მხოლოდ ყველაზე აქტუალურ და ყველაზე "სწორ" იდეებზე, რომლებიც ყველაზე ნათლად აჩვენებს, თუ როგორ მდებარეობს ელექტრონები ატომში. ატომების, როგორც მატერიის ელემენტარული შემადგენლობის არსებობა, პირველად ძველმა ბერძენმა ფილოსოფოსებმა შემოგვთავაზეს (თუ რომელიმე სხეულის გაყოფას დაიწყებთ ნახევრად, ნახევრად და ასე შემდეგ, მაშინ ეს პროცესი ვერ გაგრძელდება უსასრულოდ; ჩვენ შევჩერდებით. ნაწილაკზე, რომელსაც ვეღარ გავყოფთ - ეს და იქნება ატომი). ამის შემდეგ ატომის სტრუქტურის ისტორიამ გაიარა რთული გზა და განსხვავებული იდეები, როგორიცაა ატომის განუყოფლობა, ატომის ტომსონის მოდელი და სხვა. 1911 წელს ერნესტ რეზერფორდის მიერ შემოთავაზებული ატომის მოდელი ყველაზე ახლოს აღმოჩნდა. მან ატომი მზის სისტემას შეადარა, სადაც ატომის ბირთვი მზის მსგავსად მოქმედებდა და ელექტრონები პლანეტებივით მოძრაობდნენ მის გარშემო. ელექტრონების მოთავსება სტაციონარულ ორბიტებში იყო ძალიან მნიშვნელოვანი ნაბიჯი ატომის სტრუქტურის გასაგებად. თუმცა, ატომის სტრუქტურის ასეთი პლანეტარული მოდელი ეწინააღმდეგებოდა კლასიკურ მექანიკას. ფაქტია, რომ როდესაც ელექტრონი მოძრაობდა ორბიტაზე, მას უნდა დაეკარგა პოტენციური ენერგია და საბოლოოდ "ჩავარდნილი" ბირთვზე და ატომმა უნდა შეწყვიტოს არსებობა. ასეთი პარადოქსი აღმოიფხვრა ნილს ბორის მიერ პოსტულატების შემოღებით. ამ პოსტულატების მიხედვით, ელექტრონი მოძრაობდა სტაციონარული ორბიტებით ბირთვის გარშემო და ნორმალურ პირობებში არ შთანთქავდა ან ასხივებდა ენერგიას. პოსტულატები აჩვენებს, რომ კლასიკური მექანიკის კანონები არ არის შესაფერისი ატომის აღწერისთვის. ატომის ამ მოდელს ბორ-რაზერფორდის მოდელს უწოდებენ. ატომის პლანეტარული სტრუქტურის გაგრძელებაა ატომის კვანტური მექანიკური მოდელი, რომლის მიხედვითაც განვიხილავთ ელექტრონს.
ელექტრონი არის კვაზინაწილაკი, რომელიც აჩვენებს ტალღა-ნაწილაკების ორმაგობას: ის ერთდროულად არის ნაწილაკი (კორპუსკულაც) და ტალღაც. ნაწილაკების თვისებები მოიცავს ელექტრონის მასას და მის მუხტს, ხოლო ტალღის თვისებებს - დიფრაქციის და ჩარევის უნარს. კავშირი ელექტრონის ტალღასა და კორპუსკულურ თვისებებს შორის აისახება დე ბროლის განტოლებაში:
λ = h m v, (\displaystyle \lambda =(\frac (h)(mv)),)სადაც λ (\displaystyle \lambda)
- ტალღის სიგრძე, - ნაწილაკების მასა, - ნაწილაკების სიჩქარე, - პლანკის მუდმივი = 6.63 10 -34 ჯ ს.
ელექტრონისთვის შეუძლებელია მისი მოძრაობის ტრაექტორიის გამოთვლა, ჩვენ შეგვიძლია ვისაუბროთ მხოლოდ ბირთვის გარშემო ამა თუ იმ ადგილას ელექტრონის პოვნის ალბათობაზე. ამ მიზეზით, საუბარია არა ბირთვის გარშემო ელექტრონის ორბიტებზე, არამედ ორბიტალებზე - ბირთვის გარშემო არსებულ სივრცეზე, რომელშიც ალბათობაელექტრონის პოვნა აღემატება 95%-ს. ელექტრონისთვის შეუძლებელია კოორდინატის და სიჩქარის ერთდროულად ზუსტად გაზომვა (ჰაიზენბერგის განუსაზღვრელობის პრინციპი).
Δ x ∗ m ∗ Δ v > ℏ 2 (\displaystyle \Delta x*m*\Delta v>(\frac (\hbar )(2)))სადაც ∆ x (\displaystyle \Delta x)
- ელექტრონის კოორდინატის გაურკვევლობა, ∆ v (\displaystyle \Delta v)
- სიჩქარის გაზომვის შეცდომა, ħ=h/2π=1.05 10 -34 J s
რაც უფრო ზუსტად გავზომავთ ელექტრონის კოორდინატს, მით მეტია შეცდომა მისი სიჩქარის გაზომვისას და პირიქით: რაც უფრო ზუსტად ვიცით ელექტრონის სიჩქარე, მით მეტია გაურკვევლობა მის კოორდინატში.
ელექტრონის ტალღური თვისებების არსებობა საშუალებას გვაძლევს გამოვიყენოთ მასზე შრედინგერის ტალღური განტოლება.
∂ 2 Ψ ∂ x 2 + ∂ 2 Ψ ∂ y 2 + ∂ 2 Ψ ∂ z 2 + 8 π 2 მ სთ (E − V) Ψ = 0 (\ ჩვენების სტილი (\ frac ((\ ნაწილობრივი )^(2)\Psi )(\ ნაწილობრივი x^(2)))+(\frac ((\ ნაწილობრივი )^(2)\Psi )(\ნაწილობრივი y^(2)))+(\frac ((\ ნაწილობრივი)^(2) \Psi )(\ნაწილობრივი z^(2)))+(\frac (8(\pi ^(2))m)(h))\მარცხნივ(E-V\მარჯვნივ)\Psi =0)
სად არის ელექტრონის მთლიანი ენერგია, ელექტრონის პოტენციური ენერგია, ფუნქციის ფიზიკური მნიშვნელობა Ψ (\displaystyle \psi)
- კოორდინატებით სივრცეში ელექტრონის პოვნის ალბათობის კვადრატული ფესვი x, წდა ზ(ბირთვი ითვლება წარმოშობად).
წარმოდგენილი განტოლება დაწერილია ერთელექტრონული სისტემისთვის. სისტემებისთვის, რომლებიც შეიცავს ერთზე მეტ ელექტრონს, აღწერის პრინციპი იგივე რჩება, მაგრამ განტოლება უფრო რთულ ფორმას იღებს. შროდინგერის განტოლების გრაფიკული ამოხსნა არის ატომური ორბიტალების გეომეტრია. ასე რომ, s-ორბიტალს აქვს ბურთის ფორმა, p-ორბიტალს აქვს რვა ფიგურის ფორმა საწყისზე „კვანძით“ (ბირთვზე, სადაც ელექტრონის პოვნის ალბათობა ნულისკენ არის მიდრეკილი).
თანამედროვე კვანტური მექანიკური თეორიის ფარგლებში ელექტრონი აღწერილია კვანტური რიცხვების სიმრავლით: ნ
, ლ
, მ ლ
, ს
და ქალბატონი
. პაულის პრინციპის მიხედვით, ერთ ატომს არ შეიძლება ჰქონდეს ორი ელექტრონი ყველა კვანტური რიცხვის სრულიად იდენტური სიმრავლით.
ძირითადი კვანტური რიცხვი ნ
განსაზღვრავს ელექტრონის ენერგეტიკულ დონეს, ანუ რომელ ელექტრონულ დონეზე მდებარეობს მოცემული ელექტრონი. მთავარ კვანტურ რიცხვს შეუძლია მიიღოს მხოლოდ 0-ზე მეტი მთელი მნიშვნელობები: ნ
=1;2;3... მაქსიმალური მნიშვნელობა ნ
ელემენტის კონკრეტული ატომისთვის შეესაბამება იმ პერიოდის რაოდენობას, რომელშიც ელემენტი მდებარეობს D.I. მენდელეევის პერიოდულ სისტემაში.
ორბიტალური (დამატებითი) კვანტური რიცხვი ლ
განსაზღვრავს ელექტრონული ღრუბლის გეომეტრიას. შეუძლია მიიღოს მთელი მნიშვნელობები 0-დან ნ
-ერთი. დამატებითი კვანტური რიცხვის მნიშვნელობებისთვის ლ
ასოს აღნიშვნა გამოიყენება:
| მნიშვნელობა ლ | 0 | 1 | 2 | 3 | 4 |
|---|---|---|---|---|---|
| ასოს აღნიშვნა | ს | გვ | დ | ვ | გ |
S-ორბიტალი სფერულია, p-ორბიტალი არის ფიგურა-რვა. დანარჩენ ორბიტალებს აქვთ ძალიან რთული სტრუქტურა, როგორიცაა d-ორბიტალი, რომელიც ნაჩვენებია სურათზე.
დონეებსა და ორბიტალებში ელექტრონები შემთხვევით არ არის მოწყობილი, მაგრამ კლეჩკოვსკის წესის მიხედვით, რომლის მიხედვითაც ელექტრონების შევსება ხდება უმცირესი ენერგიის პრინციპის მიხედვით, ანუ ძირითადი და ორბიტალური კვანტური რიცხვების ჯამის აღმავალი წესით. ნ +ლ . იმ შემთხვევაში, როდესაც შევსების ორი ვარიანტის ჯამი ერთნაირია, თავდაპირველად ივსება ენერგიის ყველაზე დაბალი დონე (მაგალითად: როდესაც ნ =3 ა ლ =2 და ნ =4 ა ლ =1 თავდაპირველად შეავსებს მე-3 დონეს). მაგნიტური კვანტური რიცხვი მ ლ განსაზღვრავს ორბიტალის მდებარეობას სივრცეში და შეუძლია მიიღოს მთელი რიცხვი -ლ ადრე +l , მათ შორის 0. მხოლოდ ერთი მნიშვნელობაა შესაძლებელი s-ორბიტალისთვის მ ლ =0. p-ორბიტალისთვის უკვე არის სამი მნიშვნელობა -1, 0 და +1, ანუ p-ორბიტალი შეიძლება განთავსდეს სამი კოორდინატული ღერძის გასწვრივ x, y და z.
ორბიტალების განლაგება სიდიდის მიხედვით მ ლ
ელექტრონს აქვს საკუთარი კუთხური იმპულსი - სპინი, რომელიც აღინიშნება კვანტური რიცხვით ს . ელექტრონის სპინი არის მუდმივი მნიშვნელობა და უდრის 1/2-ს. სპინის ფენომენი პირობითად შეიძლება წარმოდგენილი იყოს როგორც მოძრაობა საკუთარი ღერძის გარშემო. თავდაპირველად ელექტრონის სპინი გაიგივებული იყო პლანეტის მოძრაობასთან საკუთარი ღერძის გარშემო, მაგრამ ასეთი შედარება მცდარია. სპინი არის წმინდა კვანტური ფენომენი, რომელსაც ანალოგი არ აქვს კლასიკურ მექანიკაში.
ატომი- ნივთიერების უმცირესი ნაწილაკი, რომელიც ქიმიურად განუყოფელია. მე-20 საუკუნეში გაირკვა ატომის რთული სტრუქტურა. ატომები შედგება დადებითად დამუხტულისგან ბირთვებიდა უარყოფითად დამუხტული ელექტრონების მიერ წარმოქმნილი გარსი. თავისუფალი ატომის მთლიანი მუხტი ნულის ტოლია, ვინაიდან ბირთვის მუხტები და ელექტრონული გარსიდააბალანსეთ ერთმანეთი. ამ შემთხვევაში, ბირთვის მუხტი უდრის პერიოდულ სისტემაში ელემენტის რაოდენობას ( ატომური ნომერი) და უდრის ელექტრონების მთლიან რაოდენობას (ელექტრონის მუხტი არის −1).
ატომის ბირთვი შედგება დადებითად დამუხტულისგან პროტონებიდა ნეიტრალური ნაწილაკები - ნეიტრონებირომელსაც არ აქვს გადასახადი. ელემენტარული ნაწილაკების განზოგადებული მახასიათებლები ატომის შემადგენლობაში შეიძლება წარმოდგენილი იყოს ცხრილის სახით:
პროტონების რაოდენობა ბირთვის მუხტის ტოლია, შესაბამისად, ატომური რიცხვის ტოლია. ატომში ნეიტრონების რაოდენობის დასადგენად აუცილებელია ბირთვული მუხტის (პროტონების რაოდენობა) გამოკლება ატომურ მასას (პროტონებისა და ნეიტრონების მასების ჯამი).
მაგალითად, ნატრიუმის ატომში 23 Na, პროტონების რაოდენობა არის p = 11, ხოლო ნეიტრონების რაოდენობა არის n = 23 − 11 = 12.
ერთი და იგივე ელემენტის ატომებში ნეიტრონების რაოდენობა შეიძლება განსხვავებული იყოს. ასეთ ატომებს ე.წ იზოტოპები .
ატომის ელექტრონულ გარსსაც აქვს რთული სტრუქტურა. ელექტრონები განლაგებულია ენერგეტიკულ დონეზე (ელექტრონული ფენები).
დონის რიცხვი ახასიათებს ელექტრონის ენერგიას. ეს გამოწვეულია იმით, რომ ელემენტარულ ნაწილაკებს შეუძლიათ ენერგიის გადაცემა და მიღება არა თვითნებურად მცირე რაოდენობით, არამედ გარკვეულ ნაწილებში - კვანტებში. რაც უფრო მაღალია დონე, მით მეტი ენერგია აქვს ელექტრონს. ვინაიდან რაც უფრო დაბალია სისტემის ენერგია, მით უფრო სტაბილურია ის (შეადარეთ ქვის დაბალი სტაბილურობა მთის მწვერვალზე, რომელსაც აქვს დიდი პოტენციური ენერგია, და იმავე ქვის სტაბილური პოზიცია ქვემოთ დაბლობზე, როდესაც მისი ენერგია გაცილებით დაბალია), ჯერ ივსება დაბალი ელექტრონის ენერგიის დონეები და მხოლოდ შემდეგ - მაღალი.
ელექტრონების მაქსიმალური რაოდენობა, რომელსაც დონე შეუძლია შეინახოს, შეიძლება გამოითვალოს ფორმულის გამოყენებით:
N \u003d 2n 2, სადაც N არის ელექტრონების მაქსიმალური რაოდენობა დონეზე,
n - დონის ნომერი.
შემდეგ პირველი დონისთვის N = 2 1 2 = 2,
მეორე N = 2 2 2 = 8 და ა.შ.
ძირითადი (A) ქვეჯგუფების ელემენტების გარე დონეზე ელექტრონების რაოდენობა უდრის ჯგუფის რიცხვს.
უმეტეს თანამედროვე პერიოდულ ცხრილებში ელექტრონების განლაგება დონეების მიხედვით მითითებულია ელემენტთან ერთად უჯრედში. Ძალიან მნიშვნელოვანიგაიგე, რომ დონეები იკითხება ქვემოთ ზემოთ, რომელიც შეესაბამება მათ ენერგიას. ამრიგად, რიცხვების სვეტი უჯრედში ნატრიუმით:
1
8
2
პირველ დონეზე - 2 ელექტრონი,
მე-2 დონეზე - 8 ელექტრონი,
მე-3 დონეზე - 1 ელექტრონი
ფრთხილად, ძალიან გავრცელებული შეცდომაა!
ელექტრონების განაწილება დონეებზე შეიძლება წარმოდგენილი იყოს დიაგრამის სახით:
11 ნა)))
2 8 1
თუ პერიოდული ცხრილი არ მიუთითებს ელექტრონების განაწილებას დონეების მიხედვით, შეგიძლიათ იხელმძღვანელოთ:
- ელექტრონების მაქსიმალური რაოდენობა: 1 დონეზე, არაუმეტეს 2 e - ,
მე-2 - 8 ე - ,
გარე დონეზე - 8 e − ; - ელექტრონების რაოდენობა გარე დონეზე (პირველი 20 ელემენტისთვის იგივეა, რაც ჯგუფის ნომერი)
შემდეგ ნატრიუმისთვის მსჯელობის კურსი შემდეგი იქნება:
- ელექტრონების საერთო რაოდენობა არის 11, შესაბამისად, პირველი დონე ივსება და შეიცავს 2 e − ;
- მესამე, გარე დონე შეიცავს 1 e − (I ჯგუფი)
- მეორე დონე შეიცავს დარჩენილ ელექტრონებს: 11 − (2 + 1) = 8 (სრულად შევსებული)
* თავისუფალ ატომსა და ნაერთში ატომს შორის უფრო მკაფიო განსხვავების მიზნით, რამდენიმე ავტორი გვთავაზობს ტერმინის „ატომის“ გამოყენებას მხოლოდ თავისუფალი (ნეიტრალური) ატომისთვის და ყველა ატომის, მათ შორის ნაერთების ჩათვლით, ისინი გვთავაზობენ ტერმინს "ატომური ნაწილაკები". როგორ წარიმართება ამ ტერმინების ბედი, ამას დრო გვიჩვენებს. ჩვენი გადმოსახედიდან, ატომი განსაზღვრებით არის ნაწილაკი, ამიტომ გამოთქმა „ატომური ნაწილაკები“ შეიძლება ჩაითვალოს ტავტოლოგიად („კარაქის ზეთი“).
2. დავალება. რეაქციის ერთ-ერთი პროდუქტის ნივთიერების რაოდენობის გამოთვლა, თუ ცნობილია საწყისი ნივთიერების მასა.
მაგალითი:
რა რაოდენობის წყალბადის ნივთიერება გამოიყოფა თუთიის 146 გ მასის მარილმჟავასთან ურთიერთქმედებისას?
გადაწყვეტილება:
- ჩვენ ვწერთ რეაქციის განტოლებას: Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2
- იპოვეთ მარილმჟავას მოლური მასა: M (HCl) \u003d 1 + 35.5 \u003d 36.5 (გ / მოლი)
(თითოეული ელემენტის მოლური მასა, რიცხობრივად ტოლია ფარდობითი ატომური მასის, პერიოდულ სისტემაში ელემენტის ნიშნის ქვეშ და ვამრგვალებთ მთელ რიცხვებამდე, გარდა ქლორისა, რომელიც აღებულია როგორც 35,5) - იპოვეთ მარილმჟავას ნივთიერების რაოდენობა: n (HCl) \u003d m / M \u003d 146 გ / 36,5 გ / მოლი \u003d 4 მოლი
- ჩვენ ვწერთ ხელმისაწვდომ მონაცემებს რეაქციის განტოლების ზემოთ, ხოლო განტოლების ქვეშ - მოლების რაოდენობას განტოლების მიხედვით (ტოლია ნივთიერების წინ კოეფიციენტის):
4 მოლი x მოლი
Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2
2 მოლი 1 მოლი - ჩვენ ვადგენთ პროპორციას:
4 მოლი - xმოლი
2 მოლი - 1 მოლი
(ან განმარტებით:
4 მოლი მარილმჟავისგან მიიღებთ xმოლი წყალბადი
და 2 მოლიდან - 1 მოლი) - Ჩვენ ვიპოვეთ x:
x= 4 მოლი 1 მოლი / 2 მოლი = 2 მოლი
პასუხი: 2 მოლი.
ატომის კონცეფცია წარმოიშვა ძველ სამყაროში მატერიის ნაწილაკების აღსანიშნავად. ბერძნულად ატომი ნიშნავს "განუყოფელს".
ელექტრონები
ირლანდიელი ფიზიკოსი სტოუნი, ექსპერიმენტების საფუძველზე, მივიდა დასკვნამდე, რომ ელექტროენერგიას ატარებს უმცირესი ნაწილაკები, რომლებიც არსებობს ყველა ქიმიური ელემენტის ატომში. 1891$-ში სტოუნიმ შესთავაზა ამ ნაწილაკების დარქმევა ელექტრონები, რაც ბერძნულად ნიშნავს "ქარვას".
ელექტრონის სახელის მიღებიდან რამდენიმე წლის შემდეგ, ინგლისელმა ფიზიკოსმა ჯოზეფ ტომსონმა და ფრანგმა ფიზიკოსმა ჟან პერენმა დაადასტურეს, რომ ელექტრონები უარყოფით მუხტს ატარებენ. ეს არის ყველაზე პატარა უარყოფითი მუხტი, რომელიც ქიმიაში აღებულია, როგორც $(–1)$ ერთეული. ტომსონმა კი მოახერხა ელექტრონის სიჩქარის (ის უდრის სინათლის სიჩქარეს - $300 000$ კმ/წმ) და ელექტრონის მასის (1836$-ჯერ ნაკლები წყალბადის ატომის მასაზე) სიჩქარის დადგენა.
ტომსონმა და პერინმა დენის წყაროს ბოძები დააკავშირეს ორი ლითონის ფირფიტით - კათოდი და ანოდი, შედუღებული მინის მილში, საიდანაც ჰაერი ევაკუირებული იყო. როდესაც ელექტროდის ფირფიტებზე დაახლოებით 10 ათასი ვოლტის ძაბვა იქნა გამოყენებული, მანათობელი გამონადენი აალდა მილში და ნაწილაკები გაფრინდნენ კათოდიდან (უარყოფითი პოლუსი) ანოდისკენ (დადებითი პოლუსი), რომელსაც მეცნიერებმა პირველად უწოდეს. კათოდური სხივებიდა შემდეგ გაირკვა, რომ ეს იყო ელექტრონების ნაკადი. ელექტრონები, რომლებიც ურტყამს სპეციალურ ნივთიერებებს, რომლებიც გამოიყენება, მაგალითად, ტელევიზორის ეკრანზე, იწვევს ბზინვარებას.
გაკეთდა დასკვნა: ელექტრონები გამოდიან იმ მასალის ატომებიდან, საიდანაც მზადდება კათოდი.
თავისუფალი ელექტრონები ან მათი ნაკადი ასევე შეიძლება მიღებულ იქნას სხვა გზით, მაგალითად, ლითონის მავთულის გაცხელებით ან პერიოდული ცხრილის I ჯგუფის ძირითადი ქვეჯგუფის ელემენტებით წარმოქმნილ ლითონებზე სინათლის დაცემით (მაგალითად, ცეზიუმი).
ელექტრონების მდგომარეობა ატომში
ატომში ელექტრონის მდგომარეობა გაგებულია, როგორც ინფორმაციის ერთობლიობა ენერგიასპეციფიკური ელექტრონი შიგნით სივრცერომელშიც ის მდებარეობს. ჩვენ უკვე ვიცით, რომ ატომში ელექტრონს არ აქვს მოძრაობის ტრაექტორია, ე.ი. შეიძლება მხოლოდ საუბარი ალბათობებიმისი პოვნა ბირთვის ირგვლივ სივრცეში. ის შეიძლება განთავსდეს ბირთვის მიმდებარე სივრცის ნებისმიერ ნაწილში და მისი სხვადასხვა პოზიციების მთლიანობა განიხილება როგორც ელექტრონული ღრუბელი გარკვეული უარყოფითი მუხტის სიმკვრივით. ფიგურალურად, ეს შეიძლება წარმოვიდგინოთ შემდეგნაირად: თუ შესაძლებელი იქნებოდა ელექტრონის პოზიციის გადაღება ატომში წამის მეასედში ან მემილიონედში, როგორც ფოტო დასრულებაში, მაშინ ელექტრონი ასეთ ფოტოებზე იქნება წარმოდგენილი წერტილის სახით. უამრავი ასეთი ფოტოს გადაფარვა გამოიწვევს ელექტრონული ღრუბლის სურათს უმაღლესი სიმკვრივით, სადაც არის ამ წერტილების უმეტესობა.
ნახატზე ნაჩვენებია ასეთი ელექტრონის სიმკვრივის „ნაკვეთი“ წყალბადის ატომში, რომელიც გადის ბირთვს და წყვეტილი ხაზი ზღუდავს იმ სფეროს, რომლის ფარგლებშიც ელექტრონის პოვნის ალბათობა არის $90%$. ბირთვთან ყველაზე ახლოს კონტური ფარავს სივრცის იმ რეგიონს, რომელშიც ელექტრონის პოვნის ალბათობაა $10%$, ბირთვიდან მეორე კონტურის შიგნით ელექტრონის პოვნის ალბათობა არის $20%$, მესამეში - $≈30$. %$ და ა.შ. არსებობს გარკვეული გაურკვევლობა ელექტრონის მდგომარეობაში. ამ განსაკუთრებული მდგომარეობის დასახასიათებლად გერმანელმა ფიზიკოსმა ვ.ჰაიზენბერგმა შემოიტანა ცნება გაურკვევლობის პრინციპი, ე.ი. აჩვენა, რომ შეუძლებელია ელექტრონის ენერგიისა და მდებარეობის ერთდროულად და ზუსტად განსაზღვრა. რაც უფრო ზუსტად არის განსაზღვრული ელექტრონის ენერგია, მით უფრო გაურკვეველია მისი პოზიცია და პირიქით, პოზიციის დადგენის შემდეგ, შეუძლებელია ელექტრონის ენერგიის დადგენა. ელექტრონის გამოვლენის ალბათობის რეგიონს არ აქვს მკაფიო საზღვრები. თუმცა, შესაძლებელია გამოვყოთ სივრცე, სადაც ელექტრონის პოვნის ალბათობა მაქსიმალურია.
ატომის ბირთვის ირგვლივ სივრცეს, რომელშიც ელექტრონის ყველაზე დიდი ალბათობაა, ორბიტალი ეწოდება.
იგი შეიცავს დაახლოებით $90%$ ელექტრონული ღრუბლის, რაც ნიშნავს, რომ დაახლოებით $90%$ დრო ელექტრონი არის ამ ნაწილში სივრცეში. ფორმის მიხედვით გამოიყოფა $4$ ამჟამად ცნობილი ორბიტალების ტიპები, რომლებიც აღინიშნება ლათინური ასოებით $s, p, d$ და $f$. ელექტრონული ორბიტალების ზოგიერთი ფორმის გრაფიკული გამოსახულება ნაჩვენებია სურათზე.
ელექტრონის მოძრაობის ყველაზე მნიშვნელოვანი მახასიათებელი გარკვეულ ორბიტაზე არის მისი ბირთვთან კავშირის ენერგია. მსგავსი ენერგეტიკული მნიშვნელობების მქონე ელექტრონები ქმნიან ერთს ელექტრონული ფენა, ან ენერგიის დონე. ენერგიის დონეები დანომრილია ბირთვიდან დაწყებული: $1, 2, 3, 4, 5, 6$ და $7$.
მთელი რიცხვი $n$, რომელიც აღნიშნავს ენერგიის დონის რაოდენობას, ეწოდება ძირითადი კვანტური რიცხვი.
იგი ახასიათებს ელექტრონების ენერგიას, რომლებიც იკავებენ მოცემულ ენერგეტიკულ დონეს. ბირთვთან ყველაზე ახლოს მყოფი პირველი ენერგეტიკული დონის ელექტრონებს აქვთ ყველაზე დაბალი ენერგია. პირველი დონის ელექტრონებთან შედარებით, შემდეგი დონის ელექტრონები ხასიათდებიან დიდი რაოდენობით ენერგიით. შესაბამისად, გარე დონის ელექტრონები ყველაზე ნაკლებად მჭიდროდ არიან მიბმული ატომის ბირთვთან.
ატომში ენერგეტიკული დონეების (ელექტრონული ფენების) რაოდენობა უდრის დ.ი.მენდელეევის სისტემაში იმ პერიოდის რაოდენობას, რომელსაც მიეკუთვნება ქიმიური ელემენტი: პირველი პერიოდის ელემენტების ატომებს აქვთ ერთი ენერგეტიკული დონე; მეორე პერიოდი - ორი; მეშვიდე პერიოდი - შვიდი.
ელექტრონების ყველაზე დიდი რაოდენობა ენერგეტიკულ დონეზე განისაზღვრება ფორმულით:
სადაც $N$ არის ელექტრონების მაქსიმალური რაოდენობა; $n$ არის დონის რიცხვი, ან მთავარი კვანტური რიცხვი. შესაბამისად: ბირთვთან ყველაზე ახლოს პირველი ენერგეტიკული დონე შეიძლება შეიცავდეს არაუმეტეს ორი ელექტრონისა; მეორეზე - არაუმეტეს $8$; მესამეზე - არაუმეტეს 18$; მეოთხეზე - არაუმეტეს $32$. და, თავის მხრივ, როგორ არის მოწყობილი ენერგეტიკული დონეები (ელექტრონული ფენები)?
მეორე ენერგეტიკული დონიდან $(n = 2)$ დაწყებული, თითოეული დონე იყოფა ქვედონეებად (ქვეფენებად), რომლებიც ოდნავ განსხვავდება ერთმანეთისგან ბირთვთან შეკავშირების ენერგიით.
ქვედონეების რაოდენობა უდრის მთავარი კვანტური რიცხვის მნიშვნელობას:პირველ ენერგეტიკულ დონეს აქვს ერთი ქვედონე; მეორე - ორი; მესამე - სამი; მეოთხე არის ოთხი. ქვედონეები, თავის მხრივ, იქმნება ორბიტალებით.
$n$-ის თითოეული მნიშვნელობა შეესაბამება $n^2$-ის ტოლი ორბიტალების რაოდენობას. ცხრილში წარმოდგენილი მონაცემების მიხედვით, შესაძლებელია ძირითადი კვანტური რიცხვის $n$ და ქვედონეების რაოდენობას, ორბიტალების ტიპსა და რაოდენობას და ელექტრონების მაქსიმალურ რაოდენობას ქვედონეზე და დონეზე შორის კავშირის დადგენა.
ძირითადი კვანტური რიცხვი, ორბიტალების ტიპები და რაოდენობა, ელექტრონების მაქსიმალური რაოდენობა ქვედონეებსა და დონეზე.
| ენერგიის დონე $(n)$ | ქვედონეების რაოდენობა $n$-ის ტოლია | ორბიტალური ტიპი | ორბიტალების რაოდენობა | ელექტრონების მაქსიმალური რაოდენობა | ||
| ქვედონეზე | $n^2$-ის ტოლი დონეზე | ქვედონეზე | $n^2$-ის ტოლ დონეზე | |||
| $K(n=1)$ | $1$ | $1s$ | $1$ | $1$ | $2$ | $2$ |
| $L(n=2)$ | $2$ | $2s$ | $1$ | $4$ | $2$ | $8$ |
| $2p$ | $3$ | $6$ | ||||
| $M(n=3)$ | $3$ | $3s$ | $1$ | $9$ | $2$ | $18$ |
| $3p$ | $3$ | $6$ | ||||
| $3d$ | $5$ | $10$ | ||||
| $N(n=4)$ | $4$ | $4s$ | $1$ | $16$ | $2$ | $32$ |
| $4p$ | $3$ | $6$ | ||||
| $4d$ | $5$ | $10$ | ||||
| $4f$ | $7$ | $14$ | ||||
ჩვეულებრივია ქვედონეების დანიშვნა ლათინური ასოებით, ისევე როგორც ორბიტალების ფორმა, საიდანაც ისინი შედგება: $s, p, d, f$. Ისე:
- $s$-ქვედონე - ყოველი ენერგეტიკული დონის პირველი ქვედონე, რომელიც ყველაზე ახლოსაა ატომის ბირთვთან, შედგება ერთი $s$-ორბიტალისაგან;
- $p$-ქვედონე - თითოეულის მეორე ქვედონე, გარდა პირველი, ენერგეტიკული დონისა, შედგება სამი $p$-ორბიტალისგან;
- $d$-ქვედონე - თითოეულის მესამე ქვედონე, მესამე ენერგეტიკული დონიდან დაწყებული, შედგება ხუთი $d$-ორბიტალისგან;
- თითოეულის $f$-ქვედონე, მეოთხე ენერგეტიკული დონიდან დაწყებული, შედგება შვიდი $f$-ორბიტალისგან.
ატომის ბირთვი
მაგრამ არა მხოლოდ ელექტრონები არიან ატომების ნაწილი. ფიზიკოსმა ანრი ბეკერელმა აღმოაჩინა, რომ ბუნებრივი მინერალი, რომელიც შეიცავს ურანის მარილს, ასევე ასხივებს უცნობ გამოსხივებას, ანათებს ფოტოსურათებს, რომლებიც დახურულია სინათლისგან. ამ ფენომენს ე.წ რადიოაქტიურობა.
არსებობს რადიოაქტიური სხივების სამი ტიპი:
- $α$-სხივები, რომლებიც შედგება $α$-ნაწილაკებისგან, რომელთა მუხტი $2$-ჯერ მეტია ელექტრონის მუხტზე, მაგრამ დადებითი ნიშნით და $4$-ჯერ მეტი მასა წყალბადის ატომის მასაზე;
- $β$-სხივები არის ელექტრონების ნაკადი;
- $γ$-სხივები არის ელექტრომაგნიტური ტალღები უმნიშვნელო მასით, რომლებიც არ ატარებენ ელექტრო მუხტს.
შესაბამისად, ატომს აქვს რთული სტრუქტურა – შედგება დადებითად დამუხტული ბირთვისა და ელექტრონებისგან.
როგორ არის მოწყობილი ატომი?
1910 წელს კემბრიჯში, ლონდონის მახლობლად, ერნესტ რეზერფორდმა თავის სტუდენტებთან და კოლეგებთან ერთად შეისწავლა $α$ ნაწილაკების გაფანტვა, რომლებიც გადის თხელი ოქროს ფოლგაში და ეცემა ეკრანზე. ალფა ნაწილაკები, როგორც წესი, გადახრილია საწყისი მიმართულებიდან მხოლოდ ერთი ხარისხით, რაც ადასტურებს, როგორც ჩანს, ოქროს ატომების თვისებების ერთგვაროვნებას და ერთგვაროვნებას. და უცებ მკვლევარებმა შენიშნეს, რომ ზოგიერთმა $α$-ნაწილაკმა მკვეთრად შეცვალა მათი ბილიკის მიმართულება, თითქოს რაიმე სახის დაბრკოლებას შეეჯახა.
ეკრანის ფოლგის წინ დაყენებით, რეზერფორდმა შეძლო აღმოეჩინა ის იშვიათი შემთხვევებიც კი, როდესაც ოქროს ატომებიდან არეკლილი $α$-ნაწილაკები საპირისპირო მიმართულებით გაფრინდნენ.
გამოთვლებმა აჩვენა, რომ დაკვირვებული ფენომენი შეიძლება მოხდეს, თუ ატომის მთელი მასა და მთელი მისი დადებითი მუხტი კონცენტრირებული იქნება პატარა ცენტრალურ ბირთვში. ბირთვის რადიუსი, როგორც გაირკვა, 100 000-ჯერ მცირეა მთელი ატომის რადიუსზე, იმ არეზე, რომელშიც არის ელექტრონები, რომლებსაც აქვთ უარყოფითი მუხტი. თუ გამოვიყენებთ ფიგურულ შედარებას, მაშინ ატომის მთელი მოცულობა შეიძლება შევადაროთ ლუჟნიკის სტადიონს, ხოლო ბირთვი შეიძლება შევადაროთ ფეხბურთის ბურთს, რომელიც მდებარეობს მოედნის ცენტრში.
ნებისმიერი ქიმიური ელემენტის ატომი შედარებულია პატარა მზის სისტემასთან. მაშასადამე, რეზერფორდის მიერ შემოთავაზებული ატომის ასეთ მოდელს პლანეტარული ეწოდება.
პროტონები და ნეიტრონები
გამოდის, რომ პატარა ატომის ბირთვი, რომელშიც ატომის მთელი მასა არის კონცენტრირებული, შედგება ორი ტიპის ნაწილაკებისგან - პროტონებისა და ნეიტრონებისგან.
პროტონებიაქვს ელექტრონების მუხტის ტოლი, მაგრამ საპირისპირო ნიშნით $(+1)$ და მასა წყალბადის ატომის მასის ტოლი (ქიმიაში მიღებულია როგორც ერთეული). პროტონები აღინიშნება $↙(1)↖(1)p$ (ან $р+$). ნეიტრონებიარ ატარებენ მუხტს, ისინი ნეიტრალურია და აქვთ პროტონის მასის ტოლი მასა, ე.ი. $1$. ნეიტრონები აღინიშნება $↙(0)↖(1)n$ (ან $n^0$).
პროტონებს და ნეიტრონებს ერთობლივად უწოდებენ ნუკლეონები(ლათ. ბირთვი- ბირთვი).
ატომში პროტონებისა და ნეიტრონების რაოდენობის ჯამი ეწოდება მასობრივი რიცხვი. მაგალითად, ალუმინის ატომის მასური რიცხვი:
ვინაიდან ელექტრონის მასა, რომელიც უმნიშვნელოა, შეიძლება უგულებელყო, აშკარაა, რომ ატომის მთელი მასა კონცენტრირებულია ბირთვში. ელექტრონები აღინიშნება შემდეგნაირად: $e↖(-)$.
ვინაიდან ატომი ელექტრულად ნეიტრალურია, ასევე აშკარაა რომ ატომში პროტონებისა და ელექტრონების რაოდენობა ერთნაირია. ის უდრის ქიმიური ელემენტის ატომურ რიცხვსმას ენიჭება პერიოდულ ცხრილში. მაგალითად, რკინის ატომის ბირთვი შეიცავს $26$ პროტონებს და $26$-ის ელექტრონები ბრუნავენ ბირთვის გარშემო. და როგორ განვსაზღვროთ ნეიტრონების რაოდენობა?
მოგეხსენებათ, ატომის მასა არის პროტონებისა და ნეიტრონების მასის ჯამი. $(Z)$ ელემენტის რიგითი ნომრის ცოდნა, ე.ი. პროტონების რაოდენობა და მასური რიცხვი $(A)$, რომელიც უდრის პროტონებისა და ნეიტრონების რიცხვების ჯამს, შეგიძლიათ იპოვოთ ნეიტრონების რაოდენობა $(N)$ ფორმულის გამოყენებით:
მაგალითად, ნეიტრონების რაოდენობა რკინის ატომში არის:
$56 – 26 = 30$.
ცხრილში მოცემულია ელემენტარული ნაწილაკების ძირითადი მახასიათებლები.
ელემენტარული ნაწილაკების ძირითადი მახასიათებლები.
იზოტოპები
ერთი და იგივე ელემენტის ატომების ჯიშებს, რომლებსაც აქვთ იგივე ბირთვული მუხტი, მაგრამ განსხვავებული მასის რიცხვი, იზოტოპები ეწოდება.
სიტყვა იზოტოპიშედგება ორი ბერძნული სიტყვისაგან: isos- იგივე და ტოპოსი- ადგილი, ნიშნავს "ერთი ადგილის დაკავებას" (უჯრედი) ელემენტების პერიოდულ სისტემაში.
ბუნებაში ნაპოვნი ქიმიური ელემენტები იზოტოპების ნაზავია. ამრიგად, ნახშირბადს აქვს სამი იზოტოპი $12, 13, 14$ მასით; ჟანგბადი - სამი იზოტოპი $16, 17, 18$ და ა.შ.
ჩვეულებრივ, პერიოდულ სისტემაში მოცემული, ქიმიური ელემენტის ფარდობითი ატომური მასა არის მოცემული ელემენტის იზოტოპების ბუნებრივი ნარევის ატომური მასების საშუალო მნიშვნელობა, ბუნებაში მათი შედარებითი სიმრავლის გათვალისწინებით, შესაბამისად, მნიშვნელობები ატომური მასები საკმაოდ ხშირად წილადია. მაგალითად, ბუნებრივი ქლორის ატომები არის ორი იზოტოპის ნაზავი - $35$ (არსებობს $75%$ ბუნებაში) და $37$ (არსებობს $25%$); შესაბამისად, ქლორის ფარდობითი ატომური მასა არის $35,5$. ქლორის იზოტოპები იწერება შემდეგნაირად:
$↖(35)↙(17)(Cl)$ და $↖(37)↙(17)(Cl)$
ქლორის იზოტოპების ქიმიური თვისებები ზუსტად იგივეა, რაც ქიმიური ელემენტების უმეტესობის იზოტოპები, როგორიცაა კალიუმი, არგონი:
$↖(39)↙(19)(K)$ და $↖(40)↙(19)(K)$, $↖(39)↙(18)(Ar)$ და $↖(40)↙(18 )(არ)$
თუმცა, წყალბადის იზოტოპები ძლიერ განსხვავდებიან თვისებებით მათი ფარდობითი ატომური მასის მკვეთრი მატების გამო; მათ მიენიჭათ ცალკეული სახელები და ქიმიური ნიშნები: პროტიუმი - $↖(1)↙(1)(H)$; დეიტერიუმი - $↖(2)↙(1)(H)$, ან $↖(2)↙(1)(D)$; ტრიტიუმი - $↖(3)↙(1)(H)$, ან $↖(3)↙(1)(T)$.
ახლა უკვე შესაძლებელია ქიმიური ელემენტის თანამედროვე, უფრო მკაცრი და მეცნიერული განმარტების მიცემა.
ქიმიური ელემენტი არის იგივე ბირთვული მუხტის მქონე ატომების ერთობლიობა.
პირველი ოთხი პერიოდის ელემენტების ატომების ელექტრონული გარსების სტრუქტურა
განვიხილოთ ელემენტების ატომების ელექტრონული კონფიგურაციების რუკა D.I. მენდელეევის სისტემის პერიოდებით.
პირველი პერიოდის ელემენტები.
ატომების ელექტრონული სტრუქტურის სქემები აჩვენებს ელექტრონების განაწილებას ელექტრონულ ფენებზე (ენერგიის დონეები).
ატომების ელექტრონული ფორმულები აჩვენებს ელექტრონების განაწილებას ენერგიის დონეებსა და ქვედონეებზე.
ატომების გრაფიკული ელექტრონული ფორმულები აჩვენებს ელექტრონების განაწილებას არა მხოლოდ დონეებსა და ქვედონეებში, არამედ ორბიტალებშიც.
ჰელიუმის ატომში პირველი ელექტრონული ფენა დასრულებულია - მას აქვს $2$ ელექტრონები.
წყალბადი და ჰელიუმი არის $s$-ელემენტები, ამ ატომებს აქვთ ელექტრონებით სავსე $s$-ორბიტალები.
მეორე პერიოდის ელემენტები.
მეორე პერიოდის ყველა ელემენტისთვის ივსება პირველი ელექტრონული ფენა და ელექტრონები ავსებენ მეორე ელექტრონული ფენის $s-$ და $p$ ორბიტალებს უმცირესი ენერგიის პრინციპის შესაბამისად (ჯერ $s$ და შემდეგ $p$) და პაულისა და ჰუნდის წესები.
ნეონის ატომში მეორე ელექტრონული ფენა დასრულებულია – მას აქვს $8$-იანი ელექტრონები.
მესამე პერიოდის ელემენტები.
მესამე პერიოდის ელემენტების ატომებისთვის დასრულებულია პირველი და მეორე ელექტრონული შრეები, ამიტომ ივსება მესამე ელექტრონული ფენა, რომელშიც ელექტრონებს შეუძლიათ დაიკავონ 3s-, 3p- და 3d-ქვედონეები.
მესამე პერიოდის ელემენტების ატომების ელექტრონული გარსების სტრუქტურა.
მაგნიუმის ატომში სრულდება 3,5$-ელექტრონული ორბიტალი. $Na$ და $Mg$ არის $s$-ელემენტები.
ალუმინის და შემდგომი ელემენტებისთვის $3d$ ქვედონე ივსება ელექტრონებით.
| $↙(18)(Ar)$ არგონი |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)s^2(3)p^6$ |  |
არგონის ატომში გარე ფენას (მესამე ელექტრონის ფენა) აქვს 8$ ელექტრონები. როგორც გარე შრე დასრულებულია, მაგრამ მთლიანობაში, მესამე ელექტრონულ შრეში, როგორც უკვე იცით, შეიძლება იყოს 18 ელექტრონი, რაც ნიშნავს, რომ მესამე პერიოდის ელემენტებს $3d$-ორბიტალი დარჩა შეუვსებელი.
ყველა ელემენტი $Al$-დან $Ar$-მდე - $p$ - ელემენტები.
$s-$ და $r$ - ელემენტებიფორმა ძირითადი ქვეჯგუფებიპერიოდულ სისტემაში.
მეოთხე პერიოდის ელემენტები.
კალიუმის და კალციუმის ატომებს აქვთ მეოთხე ელექტრონული შრე, $4s$-ქვედონე ივსება, რადგან მას აქვს ნაკლები ენერგია, ვიდრე $3d$-ქვედონე. მეოთხე პერიოდის ელემენტების ატომების გრაფიკული ელექტრონული ფორმულების გასამარტივებლად:
- პირობითად აღვნიშნავთ არგონის გრაფიკულ ელექტრონულ ფორმულას შემდეგნაირად: $Ar$;
- ჩვენ არ გამოვსახავთ ქვედონეებს, რომლებიც არ არის შევსებული ამ ატომებისთვის.
$K, Ca$ - $s$ - ელემენტები,შედის ძირითად ქვეჯგუფებში. $Sc$-დან $Zn$-მდე ატომებისთვის, 3D ქვედონე ივსება ელექტრონებით. ეს არის $3d$-ელემენტები. ისინი შედიან გვერდითი ქვეჯგუფები,მათი წინასწარი გარე ელექტრონული ფენა ივსება, მათ მოიხსენიებენ გარდამავალი ელემენტები.
ყურადღება მიაქციეთ ქრომის და სპილენძის ატომების ელექტრონული გარსების სტრუქტურას. მათში ხდება ერთი ელექტრონის „მარცხი“ $4s-$-დან $3d$ ქვედონემდე, რაც აიხსნება შედეგად მიღებული $3d^5$ და $3d^(10)$ ელექტრონული კონფიგურაციების უფრო დიდი ენერგეტიკული სტაბილურობით:
$↙(24)(Cr)$1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(4) 4s^(2)…$ 
$↙(29)(Cu)$1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(9)4s^(2)…$ 
| ელემენტის სიმბოლო, სერიული ნომერი, სახელი | ელექტრონული სტრუქტურის დიაგრამა | ელექტრონული ფორმულა | გრაფიკული ელექტრონული ფორმულა |
| $↙(19)(K)$ კალიუმი |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$ | |
| $↙(20)(C)$ კალციუმი |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$ | |
| $↙(21)(Sc)$ სკანდიუმი |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ ან $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$ |  |
| $↙(22)(Ti)$ ტიტანი |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ ან $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$ |  |
| $↙(23)(V)$ ვანადიუმი |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ ან $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$ |  |
| $↙(24)(Cr)$ Chrome |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ ან $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$ |  |
| $↙(29)(Сu)$ Chromium |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ ან $1s^2(2)s^2(2) )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$ |  |
| $↙(30)(Zn)$ თუთია |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ ან $1s^2(2)s^2(2) )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$ |  |
| $↙(31)(Ga)$ გალიუმი |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ ან $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$ |  |
| $↙(36)(Kr)$ კრიპტონი |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ ან $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$ |  |
თუთიის ატომში მესამე ელექტრონული ფენა დასრულებულია - მასში ივსება ყველა $3s, 3p$ და $3d$ ქვედონე, საერთო ჯამში მათზე არის 18$ ელექტრონები.
თუთიის შემდეგ ელემენტებში მეოთხე ელექტრონული ფენა, $4p$-ქვედონე, კვლავ ივსება. ელემენტები $Ga$-დან $Kr$-მდე - $r$ - ელემენტები.
კრიპტონის ატომის გარე (მეოთხე) ფენა დასრულებულია, მას აქვს 8$ ელექტრონები. მაგრამ მხოლოდ მეოთხე ელექტრონულ ფენაში, როგორც მოგეხსენებათ, შეიძლება იყოს $32$ ელექტრონები; კრიპტონის ატომს ჯერ კიდევ აქვს $4d-$ და $4f$-ქვედონეები შეუვსებელი.
მეხუთე პერიოდის ელემენტები ავსებენ ქვედონეებს შემდეგი თანმიმდევრობით: $5s → 4d → 5р$. და ასევე არის გამონაკლისები, რომლებიც დაკავშირებულია ელექტრონების „მარცხთან“, $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙( 46) Pd$, $↙(47)Ag$. $f$ გამოჩნდება მეექვსე და მეშვიდე პერიოდებში - ელემენტები, ე.ი. ელემენტები, რომელთა $4f-$ და $5f$-ქვედონეები მესამე გარე ელექტრონული ფენის შესაბამისად ივსება.
$4f$ - ელემენტებიდაურეკა ლანთანიდები.
$5f$ - ელემენტებიდაურეკა აქტინიდები.
მეექვსე პერიოდის ელემენტების ატომებში ელექტრონული ქვედონეების შევსების რიგი: $↙(55)Cs$ და $↙(56)Ba$ - $6s$-ელემენტები; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-ელემენტი; $↙(58)Ce$ – $↙(71)Lu - 4f$-ელემენტები; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-ელემენტები; $↙(81)Т1$ – $↙(86)Rn - 6d$-ელემენტები. მაგრამ აქაც არის ელემენტები, რომლებშიც ირღვევა ელექტრონული ორბიტალების შევსების რიგი, რაც, მაგალითად, დაკავშირებულია ნახევარი და მთლიანად შევსებული $f$-ქვედონეების უფრო დიდ ენერგეტიკულ სტაბილურობასთან, ე.ი. $nf^7$ და $nf^(14)$.
იმისდა მიხედვით, თუ ატომის რომელი ქვედონე ივსება ელექტრონებით, ყველა ელემენტი, როგორც უკვე მიხვდით, იყოფა ოთხ ელექტრონულ ოჯახად ან ბლოკად:
- $s$ -ელემენტები;ატომის გარე დონის $s$-ქვედონე ივსება ელექტრონებით; $s$-ელემენტები მოიცავს წყალბადს, ჰელიუმს და I და II ჯგუფების ძირითადი ქვეჯგუფების ელემენტებს;
- $r$ -ელემენტები;ატომის გარე დონის $p$-ქვედონე ივსება ელექტრონებით; $p$-ელემენტები მოიცავს III–VIII ჯგუფების ძირითადი ქვეჯგუფების ელემენტებს;
- $d$ -ელემენტები;ატომის წინაგარე დონის $d$-ქვედონე ივსება ელექტრონებით; $d$-ელემენტები მოიცავს I–VIII ჯგუფების მეორადი ქვეჯგუფების ელემენტებს, ე.ი. $s-$ და $p-$ელემენტებს შორის განლაგებული დიდი პერიოდების შერწყმული ათწლეულების ელემენტები. მათ ასევე უწოდებენ გარდამავალი ელემენტები;
- $f$ -ელემენტები;$f-$ქვედონე ატომის მესამე დონის გარეთ ივსება ელექტრონებით; მათ შორისაა ლანთანიდები და აქტინიდები.
ატომის ელექტრონული კონფიგურაცია. ატომების დასაბუთებული და აღგზნებული მდგომარეობები
ეს დაადგინა შვეიცარიელმა ფიზიკოსმა ვ. პაულიმ 1925$-ში ატომს შეიძლება ჰქონდეს მაქსიმუმ ორი ელექტრონი ერთ ორბიტალში.საპირისპირო (ანტიპარალელური) სპინების მქონე (ინგლისურიდან ნათარგმნი როგორც spindle), ე.ი. ისეთი თვისებების მქონე, რაც პირობითად შეიძლება წარმოვიდგინოთ, როგორც ელექტრონის ბრუნვა მისი წარმოსახვითი ღერძის გარშემო საათის ისრის მიმართულებით ან საწინააღმდეგო ისრის მიმართულებით. ამ პრინციპს ე.წ პაულის პრინციპი.
თუ ორბიტალში არის ერთი ელექტრონი, მაშინ მას ე.წ დაუწყვილებელითუ ორი, მაშინ ეს დაწყვილებული ელექტრონები, ე.ი. ელექტრონები საპირისპირო სპინებით.
ნახატზე ნაჩვენებია ენერგიის დონეების ქვედონეებად დაყოფის დიაგრამა.
$s-$ ორბიტალურიროგორც უკვე იცით, სფერული ფორმა აქვს. წყალბადის ატომის ელექტრონი $(n = 1)$ მდებარეობს ამ ორბიტალზე და დაუწყვილებელია. ამის მიხედვით მისი ელექტრონული ფორმულა, ან ელექტრონული კონფიგურაცია, იწერება ასე: $1s^1$. ელექტრონულ ფორმულებში ენერგიის დონის რაოდენობა მითითებულია $ (1 ...) $ ასოს წინ რიცხვით, ლათინური ასო აღნიშნავს ქვედონეს (ორბიტალური ტიპი) და რიცხვი, რომელიც იწერება მარჯვნივ. ასო (როგორც ექსპონენტი) აჩვენებს ელექტრონების რაოდენობას ქვედონეზე.
ჰელიუმის ატომისთვის He, რომელსაც აქვს ორი დაწყვილებული ელექტრონი იმავე $s-$ორბიტალში, ეს ფორმულაა: $1s^2$. ჰელიუმის ატომის ელექტრონული გარსი სრული და ძალიან სტაბილურია. ჰელიუმი არის კეთილშობილი გაზი. მეორე ენერგეტიკულ დონეს $(n = 2)$ აქვს ოთხი ორბიტალი, ერთი $s$ და სამი $p$. მეორე დონის $s$-ორბიტალური ელექტრონები ($2s$-ორბიტალი) უფრო მაღალი ენერგიაა, რადგან არიან უფრო დიდ მანძილზე ბირთვიდან, ვიდრე $1s$-ორბიტალის ელექტრონები $(n = 2)$. ზოგადად, $n$-ის თითოეული მნიშვნელობისთვის არის ერთი $s-$ ორბიტალი, მაგრამ მასზე შესაბამისი რაოდენობის ელექტრონის ენერგია და, შესაბამისად, შესაბამისი დიამეტრით, იზრდება $n$.$s-ის მნიშვნელობით. -$ორბიტალის ზრდას, როგორც უკვე იცით, სფერული ფორმა აქვს. წყალბადის ატომის ელექტრონი $(n = 1)$ მდებარეობს ამ ორბიტალზე და დაუწყვილებელია. ამიტომ, მისი ელექტრონული ფორმულა, ანუ ელექტრონული კონფიგურაცია, ასე იწერება: $1s^1$. ელექტრონულ ფორმულებში ენერგიის დონის რაოდენობა მითითებულია $ (1 ...) $ ასოს წინ რიცხვით, ლათინური ასო აღნიშნავს ქვედონეს (ორბიტალური ტიპი) და რიცხვი, რომელიც იწერება მარჯვნივ. ასო (როგორც ექსპონენტი) აჩვენებს ელექტრონების რაოდენობას ქვედონეზე.
ჰელიუმის $He$ ატომისთვის, რომელსაც აქვს ორი დაწყვილებული ელექტრონი იმავე $s-$ ორბიტალში, ეს ფორმულაა: $1s^2$. ჰელიუმის ატომის ელექტრონული გარსი სრული და ძალიან სტაბილურია. ჰელიუმი არის კეთილშობილი გაზი. მეორე ენერგეტიკულ დონეს $(n = 2)$ აქვს ოთხი ორბიტალი, ერთი $s$ და სამი $p$. მეორე დონის $s-$ორბიტალების ელექტრონებს ($2s$-ორბიტალები) აქვთ უფრო მაღალი ენერგია, რადგან არიან უფრო დიდ მანძილზე ბირთვიდან, ვიდრე $1s$-ორბიტალის ელექტრონები $(n = 2)$. ზოგადად, $n$-ის თითოეული მნიშვნელობისთვის არის ერთი $s-$ ორბიტალი, მაგრამ მასზე შესაბამისი რაოდენობის ელექტრონის ენერგია და, შესაბამისად, შესაბამისი დიამეტრით, იზრდება $n$-ის მნიშვნელობის გაზრდით. 
$r-$ ორბიტალურიმას აქვს ჰანტელის ფორმა, ანუ რვა მოცულობა. სამივე $p$-ორბიტალი განლაგებულია ატომში ორმხრივად პერპენდიკულარულად ატომის ბირთვში გამოყვანილი სივრცითი კოორდინატების გასწვრივ. კიდევ ერთხელ უნდა აღინიშნოს, რომ თითოეულ ენერგეტიკულ დონეს (ელექტრონულ ფენას), $n= 2$-დან დაწყებული, აქვს სამი $p$-ორბიტალი. $n$-ის მნიშვნელობის ზრდასთან ერთად ელექტრონები იკავებენ $p$-ორბიტალებს, რომლებიც მდებარეობს ბირთვიდან დიდ მანძილზე და მიმართულია $x, y, z$ ღერძების გასწვრივ.
$(n = 2)$ მეორე პერიოდის ელემენტებისთვის ჯერ ერთი $s$-ორბიტალი ივსება, შემდეგ კი სამი $p$-ორბიტალი; ელექტრონული ფორმულა $Li: 1s^(2)2s^(1)$. $2s^1$ ელექტრონი უფრო სუსტია შეკრული ატომის ბირთვთან, ამიტომ ლითიუმის ატომს შეუძლია ადვილად გასცეს იგი (როგორც ალბათ გახსოვთ, ამ პროცესს დაჟანგვა ჰქვია), გადაიქცევა ლითიუმის იონად $Li^+$.
ბერილიუმის ატომ Be-ში მეოთხე ელექტრონი ასევე მოთავსებულია $2s$ ორბიტალში: $1s^(2)2s^(2)$. ბერილიუმის ატომის ორი გარე ელექტრონი ადვილად იშლება - $B^0$ იჟანგება $Be^(2+)$ კატიონში.
ბორის ატომის მეხუთე ელექტრონი იკავებს $2p$-ორბიტალს: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$. გარდა ამისა, $2p$-ორბიტალები $C, N, O, F$ ატომების ივსება, რომელიც მთავრდება ნეონის კეთილშობილი გაზით: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$.
მესამე პერიოდის ელემენტებისთვის ივსება, შესაბამისად, $3s-$ და $3p$-ორბიტალები. მესამე დონის ხუთი $d$-ორბიტალი თავისუფალი რჩება:
$↙(11)Na 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,
$↙(17)Cl 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(5)$,
$↙(18)Ar 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)$.
ზოგჯერ ატომებში ელექტრონების განაწილების ამსახველ დიაგრამებში მითითებულია მხოლოდ ელექტრონების რაოდენობა თითოეულ ენერგეტიკულ დონეზე, ე.ი. დაწერეთ ქიმიური ელემენტების ატომების შემოკლებული ელექტრონული ფორმულები, ზემოაღნიშნული სრული ელექტრონული ფორმულებისგან განსხვავებით, მაგალითად:
$↙(11)Na 2, 8, 1;$ $↙(17)Cl 2, 8, 7;$ $↙(18)Ar 2, 8, 8$.
დიდი პერიოდების ელემენტებისთვის (მეოთხე და მეხუთე), პირველი ორი ელექტრონი იკავებს შესაბამისად $4s-$ და $5s$-ორბიტალებს: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2 , 8, 18, 8, 2$. ყოველი დიდი პერიოდის მესამე ელემენტიდან დაწყებული, შემდეგი ათი ელექტრონი გადავა წინა $3d-$ და $4d-$ორბიტალებზე, შესაბამისად (მეორადი ქვეჯგუფების ელემენტებისთვის): $↙(23)V 2, 8, 11 , 2;$ $↙( 26)Fr 2, 8, 14, 2;$ $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙(43)Tc 2, 8, 18, 13, 2$. როგორც წესი, როდესაც წინა $d$-ქვედონე ივსება, გარე (შესაბამისად $4p-$ და $5p-$) $p-$ქვედონე დაიწყება შევსება: $↙(33)როგორც 2, 8, 18, 5;$ $ ↙(52)Te 2, 8, 18, 18, 6$.
დიდი პერიოდის ელემენტებისთვის - მეექვსე და არასრული მეშვიდე - ელექტრონული დონეები და ქვედონეები ივსება ელექტრონებით, როგორც წესი, შემდეგნაირად: პირველი ორი ელექტრონი შედის $s-$ქვედონეზე: $↙(56)Ba 2, 8. , 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1$; შემდეგი ელექტრონი ($La$-ისთვის და $Ca$-ისთვის) წინა $d$-ქვედონეზე: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ და $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2$.
შემდეგ შემდეგი $14$ ელექტრონები შევა მესამე ენერგეტიკულ დონეზე გარედან, ლანტონიდების და აქტინიდების $4f$ და $5f$ ორბიტალებში, შესაბამისად: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2;$ $↙(92 )U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2$.
შემდეგ მეორე გარე ენერგიის დონე ($d$-ქვედონე) კვლავ დაიწყებს აწყობას გვერდითი ქვეჯგუფების ელემენტებისთვის: $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙(104) Rf 2, 8, 18, 32, 32, 10, 2$. და ბოლოს, მხოლოდ მას შემდეგ, რაც $d$-ქვედონე მთლიანად შეივსება ათი ელექტრონით, $p$-ქვედონე კვლავ შეივსება: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.
ძალიან ხშირად ატომების ელექტრონული გარსების სტრუქტურა გამოსახულია ენერგიის ან კვანტური უჯრედების გამოყენებით - წერენ ე.წ. გრაფიკული ელექტრონული ფორმულები. ამ ჩანაწერისთვის გამოიყენება შემდეგი აღნიშვნა: თითოეული კვანტური უჯრედი აღინიშნება უჯრედით, რომელიც შეესაბამება ერთ ორბიტალს; თითოეული ელექტრონი მითითებულია ისრით, რომელიც შეესაბამება სპინის მიმართულებას. გრაფიკული ელექტრონული ფორმულის დაწერისას უნდა გახსოვდეთ ორი წესი: პაულის პრინციპი, რომლის მიხედვითაც უჯრედს (ორბიტალს) შეიძლება ჰქონდეს არაუმეტეს ორი ელექტრონი, არამედ ანტიპარალელური სპინებით და ფ.ჰუნდის წესი, რომლის მიხედვითაც ელექტრონები ჯერ სათითაოდ იკავებენ თავისუფალ უჯრედებს და აქვთ სპინის იგივე მნიშვნელობა და მხოლოდ ამის შემდეგ წყვილდებიან, მაგრამ სპინები, პაულის პრინციპის მიხედვით, უკვე საპირისპირო იქნება მიმართული.
ატომიარის ელექტრულად ნეიტრალური ნაწილაკი, რომელიც შედგება დადებითად დამუხტული ბირთვისა და უარყოფითად დამუხტული ელექტრონებისგან.ატომის ბირთვების სტრუქტურა
ატომების ბირთვებიშედგება ორი ტიპის ელემენტარული ნაწილაკებისგან: პროტონები(გვ) და ნეიტრონები(ნ). ერთი ატომის ბირთვში პროტონებისა და ნეიტრონების ჯამი ეწოდება ნუკლეონის ნომერი:,
სადაც მაგრამ- ნუკლეონის ნომერი, ნ- ნეიტრონების რაოდენობა, ზარის პროტონების რაოდენობა.
პროტონებს აქვთ დადებითი მუხტი (+1), ნეიტრონებს არ აქვთ მუხტი (0), ელექტრონებს აქვთ უარყოფითი მუხტი (-1). პროტონისა და ნეიტრონის მასები დაახლოებით ერთნაირია, ისინი აღებულია 1-ის ტოლი. ელექტრონის მასა პროტონის მასაზე ბევრად ნაკლებია, ამიტომ ქიმიაში უგულებელყოფილია, იმის გათვალისწინებით, რომ ატომის მთელი მასა კონცენტრირებულია მის ბირთვში.
ბირთვში დადებითად დამუხტული პროტონების რაოდენობა უდრის უარყოფითად დამუხტული ელექტრონების რაოდენობას, შემდეგ ატომს მთლიანობაში. ელექტრო ნეიტრალური.
იგივე ბირთვული მუხტის მქონე ატომებია ქიმიური ელემენტი.
სხვადასხვა ელემენტების ატომებს უწოდებენ ნუკლიდები.
იზოტოპები- ერთი და იგივე ელემენტის ატომები, რომლებსაც აქვთ სხვადასხვა ნუკლეონის რიცხვი ბირთვში ნეიტრონების განსხვავებული რაოდენობის გამო.
წყალბადის იზოტოპები
| სახელი | ა | ზ | ნ |
| პროტიუმი ნ | 1 | 1 | 0 |
| დეიტერიუმი D | 2 | 1 | 1 |
| ტრიტიუმი T | 3 | 1 | 2 |
რადიოაქტიური დაშლა
ნუკლიდების ბირთვები შეიძლება დაიშალოს სხვა ელემენტების ბირთვების, ისევე როგორც სხვა ნაწილაკების წარმოქმნით. გარკვეული ელემენტების ატომების სპონტანურ დაშლას ეწოდება რადიოაქტიური yu და ასეთი ნივთიერებები - რადიოაქტიურიდა. რადიოაქტიურობას თან ახლავს ელემენტარული ნაწილაკების და ელექტრომაგნიტური ტალღების გამოსხივება - რადიაციაგ.
ბირთვული დაშლის განტოლება- ბირთვული რეაქციები- იწერება შემდეგნაირად:
დრო, რომელსაც სჭირდება მოცემული ნუკლიდის ატომების ნახევარი დაშლა, ეწოდება ნახევარი ცხოვრება.
ელემენტებს, რომლებიც შეიცავს მხოლოდ რადიოაქტიურ იზოტოპებს, ეწოდება რადიოაქტიურის. ეს არის ელემენტები 61 და 84-107.
რადიოაქტიური დაშლის სახეები
1) -როზპაე.-ნაწილაკების გამოყოფა, ე.ი. ჰელიუმის ატომის ბირთვები. ამ შემთხვევაში, იზოტოპის ნუკლეონის რაოდენობა მცირდება 4-ით, ხოლო ბირთვის მუხტი მცირდება 2 ერთეულით, მაგალითად: 2) -როზპაე. არასტაბილურ ბირთვში ნეიტრონი იქცევა პროტონად, ბირთვი კი ელექტრონებს და ანტინეიტრინოებს ასხივებს. დაშლის დროს ნუკლეონის რიცხვი არ იცვლება და ბირთვული მუხტი იზრდება 1-ით, მაგალითად:
3) -როზპაე) აღგზნებული ბირთვი ასხივებს ძალიან მოკლე ტალღის სიგრძის სხივებს, ხოლო ბირთვის ენერგია მცირდება, ნუკლეონის რიცხვი და ბირთვის მუხტი არ იცვლება, მაგალითად:
პირველი სამი პერიოდის ელემენტების ატომების ელექტრონული გარსების სტრუქტურა
ელექტრონს აქვს ორმაგი ბუნება: მას შეუძლია მოიქცეს როგორც ნაწილაკად, ასევე ტალღად. ატომში ელექტრონი არ მოძრაობს გარკვეული ტრაექტორიების გასწვრივ, მაგრამ შეიძლება განთავსდეს ბირთვული სივრცის გარშემო ნებისმიერ ნაწილში, მაგრამ ამ სივრცის სხვადასხვა ნაწილში მისი ყოფნის ალბათობა არ არის იგივე. ბირთვის ირგვლივ მდებარე ტერიტორიას, სადაც სავარაუდოდ ელექტრონი იქნება, ეწოდება ორბიტალურიიუ. ატომში თითოეული ელექტრონი განლაგებულია ბირთვიდან გარკვეულ მანძილზე მისი ენერგიის რეზერვის მიხედვით. ელექტრონები მეტ-ნაკლებად ერთნაირი ენერგიის ფორმის ენერგია rіvnდა, ან ელექტრონული ფენადა.
მოცემული ელემენტის ატომში ელექტრონებით სავსე ენერგიის დონეების რაოდენობა უდრის იმ პერიოდის რაოდენობას, რომელშიც ის მდებარეობს.
ელექტრონების რაოდენობა გარე ენერგეტიკულ დონეზე უდრის ჯგუფის რიცხვს, inრომელშიც ელემენტი მდებარეობს.
იმავე ენერგეტიკულ დონეზე, ელექტრონები შეიძლება განსხვავდებოდეს ფორმის მიხედვით ღრუბლებიდა, ან ორბიტალურიდა. არსებობს ორბიტალების ასეთი ფორმები:
ს-ფორმა:
გვ-ფორმა:
ასევე არსებობს დ-, ვ-ორბიტალები და სხვა უფრო რთული ფორმის მქონე.
ელექტრონული ღრუბლის იგივე ფორმის ელექტრონები ქმნიან ერთნაირად ენერგიის წყაროდა: ს-, გვ-, დ-, ვ-ქვედონეები.
თითოეულ ენერგეტიკულ დონეზე ქვედონეების რაოდენობა უდრის ამ დონის რაოდენობას.
იმავე ენერგეტიკული ქვედონის ფარგლებში შესაძლებელია ორბიტალების განსხვავებული განაწილება სივრცეში. ასე რომ, სამგანზომილებიანი კოორდინატთა სისტემაში სორბიტალებს შეიძლება ჰქონდეს მხოლოდ ერთი პოზიცია:
ამისთვის რ-ორბიტალები - სამი:
ამისთვის დ-ორბიტალები - ხუთი, ამისთვის ვ-ორბიტალი - შვიდი.
ორბიტალი წარმოადგენს:
ს-ქვედონე-
გვ-ქვედონე-
დ-ქვედონე-
დიაგრამებზე ელექტრონი მითითებულია ისრით, რომელიც მიუთითებს მის სპინზე. სპინი არის ელექტრონის ბრუნვა მისი ღერძის გარშემო. იგი მითითებულია ისრით: ან . ორი ელექტრონი ერთსა და იმავე ორბიტალში იწერება, მაგრამ არა.
ერთ ორბიტალში არ შეიძლება იყოს ორზე მეტი ელექტრონი ( პაულის პრინციპი).
უმცირესი ენერგიის პრინციპიე : ატომში თითოეული ელექტრონი მდებარეობს ისე, რომ მისი ენერგია მინიმალურია (რაც შეესაბამება მის უდიდეს კავშირს ბირთვთან).
Მაგალითად, ელექტრონების განაწილება ქლორის ატომში in:
ერთი დაუწყვილებელი ელექტრონი განსაზღვრავს ქლორის ვალენტობას ამ მდგომარეობაში - ი.
დამატებითი ენერგიის მიღებისას (დასხივება, გათბობა) შესაძლებელია ელექტრონების გამოყოფა (პრომოუშენი). ატომის ამ მდგომარეობას ე.წ ზბუძენიმ.ამ შემთხვევაში იზრდება დაუწყვილებელი ელექტრონების რაოდენობა და შესაბამისად იცვლება ატომის ვალენტობა.
ქლორის ატომის აღგზნებული მდგომარეობა in :
შესაბამისად, დაუწყვილებელი ელექტრონების რიცხვს შორის ქლორს შეიძლება ჰქონდეს III, V და VII ვალენტობა.
