الصيغة الإلكترونية لذرة الروبيديوم. كيفية كتابة الصيغ الإلكترونية للعناصر الكيميائية

التكوين الإلكتروني للذرةهي صيغة توضح ترتيب الإلكترونات في الذرة حسب المستويات والمستويات الفرعية. بعد دراسة المقال ، سوف تكتشف أين وكيف توجد الإلكترونات ، وتتعرف على الأرقام الكمومية وتكون قادرًا على بناء التكوين الإلكتروني للذرة برقمها ، يوجد في نهاية المقال جدول للعناصر.

لماذا دراسة التكوين الإلكتروني للعناصر؟

الذرات مثل المُنشئ: هناك عدد معين من الأجزاء ، تختلف عن بعضها البعض ، لكن جزأين من نفس النوع متماثلان تمامًا. لكن هذا المُنشئ أكثر تشويقًا من المصمم البلاستيكي ، وهذا هو السبب. يتغير التكوين بناءً على من هو قريب. على سبيل المثال ، الأكسجين بجانب الهيدروجين ربماتتحول إلى ماء ، بجانب الصوديوم إلى غاز ، وبجوار الحديد تمامًا يحولها إلى صدأ. للإجابة على السؤال عن سبب حدوث ذلك والتنبؤ بسلوك ذرة بجانب أخرى ، من الضروري دراسة التكوين الإلكتروني ، والذي سيتم مناقشته أدناه.

كم عدد الإلكترونات في الذرة؟

تتكون الذرة من نواة وإلكترونات تدور حولها ، وتتكون النواة من بروتونات ونيوترونات. في الحالة المحايدة ، تحتوي كل ذرة على نفس عدد الإلكترونات مثل عدد البروتونات في نواتها. تمت الإشارة إلى عدد البروتونات من خلال الرقم التسلسلي للعنصر ، على سبيل المثال ، يحتوي الكبريت على 16 بروتونًا - العنصر السادس عشر في النظام الدوري. يحتوي الذهب على 79 بروتونًا - العنصر 79 في الجدول الدوري. وفقًا لذلك ، يوجد 16 إلكترونًا في الكبريت في الحالة المحايدة و 79 إلكترونًا في الذهب.

أين تبحث عن الإلكترون؟

من خلال مراقبة سلوك الإلكترون ، تم اشتقاق أنماط معينة ، يتم وصفها بأرقام كم ، وهناك أربعة منها في المجموع:

• عدد الكم الرئيسي
• رقم الكم المداري
• عدد الكم المغناطيسي
• عدد الكم تدور

المداري

علاوة على ذلك ، بدلاً من كلمة مدار ، سنستخدم مصطلح "مدار" ، المدار هو الدالة الموجية للإلكترون ، تقريبًا - هذه هي المنطقة التي يقضي فيها الإلكترون 90٪ من الوقت.

N - المستوى
لام - شل
M l - الرقم المداري
M s - الإلكترون الأول أو الثاني في المدار

عدد الكم المداري ل

نتيجة لدراسة السحابة الإلكترونية ، وجد أنه اعتمادًا على مستوى الطاقة ، تتخذ السحابة أربعة أشكال رئيسية: الكرة والأثقال والاثنان الآخران أكثر تعقيدًا. بترتيب تصاعدي للطاقة ، تسمى هذه الأشكال قذائف s- و p- و d- و f. يمكن أن تحتوي كل من هذه القذائف على مدارات 1 (on s) و 3 (on p) و 5 (on d) و 7 (on f). الرقم الكمي المداري هو الغلاف الذي توجد عليه المدارات. عدد الكم المداري للمدارات s و p و d و f ، على التوالي ، يأخذ القيم 0،1،2 أو 3.

على المدار s-shell واحد (L = 0) - إلكترونان
هناك ثلاثة مدارات على غلاف p (L = 1) - ستة إلكترونات
هناك خمسة مدارات على الغلاف d (L = 2) - عشرة إلكترونات
هناك سبعة مدارات (L = 3) على غلاف f - أربعة عشر إلكترونًا

عدد الكم المغناطيسي م

توجد ثلاثة مدارات على الغلاف p ، يُشار إليها بأرقام من -L إلى + L ، أي بالنسبة إلى p-shell (L = 1) توجد مدارات "-1" و "0" و "1" . يُشار إلى رقم الكم المغناطيسي بالحرف م ل.

داخل الغلاف ، يسهل على الإلكترونات أن تكون موجودة في مدارات مختلفة ، لذلك تملأ الإلكترونات الأولى واحدة لكل مدار ، ثم يضاف زوجها إلى كل منها.

ضع في اعتبارك D-shell:
تتوافق قذيفة d مع القيمة L = 2 ، أي خمسة مدارات (-2 ، -1 ، 0 ، 1 و 2) ، تملأ الإلكترونات الخمسة الأولى الغلاف ، مع أخذ القيم M l = -2 ، م ل = -1 ، م ل = 0 ، م ل = 1 ، م ل = 2.

عدد الكم المغزلي م ث

الدوران هو اتجاه دوران الإلكترون حول محوره ، وهناك اتجاهان ، وبالتالي فإن عدد الكم المغزلي له قيمتان: +1/2 و -1/2. يمكن أن يكون هناك إلكترونان فقط مع دوران متعاكس على نفس المستوى الفرعي للطاقة. يُشار إلى عدد كم الدوران بالرمز m s

رقم الكم الرئيسي n

الرقم الكمي الرئيسي هو مستوى الطاقة ، في الوقت الحالي تُعرف سبعة مستويات للطاقة ، يُشار إلى كل منها برقم عربي: 1،2،3 ، ... 7. عدد القذائف في كل مستوى يساوي رقم المستوى: هناك قذيفة واحدة في المستوى الأول ، واثنتان في المستوى الثاني ، وهكذا.

رقم الإلكترون

لذلك ، يمكن وصف أي إلكترون بأربعة أرقام كميّة ، وتركيب هذه الأرقام فريد من نوعه لكل موقع من مواقع الإلكترون ، فلنأخذ الإلكترون الأول ، وأدنى مستوى للطاقة هو N = 1 ، وقذيفة واحدة تقع في المستوى الأول ، القشرة الأولى على أي مستوى لها شكل كرة (قشرة s) ، أي L = 0 ، يمكن أن يأخذ عدد الكم المغناطيسي قيمة واحدة فقط ، M l = 0 وسوف يكون الدوران مساويًا لـ +1/2. إذا أخذنا الإلكترون الخامس (في أي ذرة) ، فإن الأرقام الكمومية الرئيسية له ستكون: N = 2 ، L = 1 ، M = -1 ، تدور 1/2.

يتم تسجيل موقع الإلكترونات على أغلفة أو مستويات الطاقة باستخدام الصيغ الإلكترونية للعناصر الكيميائية. تساعد الصيغ أو التكوينات الإلكترونية في تمثيل بنية ذرة العنصر.

هيكل الذرة

تتكون ذرات جميع العناصر من نواة موجبة الشحنة وإلكترونات سالبة الشحنة موجودة حول النواة.

الإلكترونات عند مستويات طاقة مختلفة. كلما كان الإلكترون بعيدًا عن النواة ، زادت طاقته. يتم تحديد حجم مستوى الطاقة بحجم المدار الذري أو السحابة المدارية. هذه هي المساحة التي يتحرك فيها الإلكترون.

أرز. 1. الهيكل العام للذرة.

يمكن أن تحتوي المدارات على تكوينات هندسية مختلفة:

• s- المدارات- كروي
• p- و d و f- المدارات- على شكل دمبل ، مستلقية في طائرات مختلفة.

عند مستوى الطاقة الأول لأي ذرة ، يوجد دائمًا مدار s به إلكترونان (الاستثناء هو الهيدروجين). بدءًا من المستوى الثاني ، تكون المدارات s و p في نفس المستوى.

أرز. 2. s- ، p- ، d و f- المدارات.

المدارات موجودة بغض النظر عن موقع الإلكترونات عليها ويمكن ملؤها أو شغورها.

دخول الصيغة

تتم كتابة التكوينات الإلكترونية لذرات العناصر الكيميائية وفقًا للمبادئ التالية:

• كل مستوى طاقة يتوافق مع رقم تسلسلي ، يُشار إليه برقم عربي ؛
• الرقم متبوع بحرف يشير إلى المدار ؛
• يتم كتابة حرف مرتفع فوق الحرف ، يتوافق مع عدد الإلكترونات في المدار.

أمثلة على التسجيل:

• الكالسيوم -

  1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 ؛

• الأكسجين -

  1s 2 2s 2 2p 4 ؛

• كربون-

  1s 2 2s 2 2p 2.

يساعد الجدول الدوري في كتابة الصيغة الإلكترونية. عدد مستويات الطاقة يتوافق مع عدد الفترة. يشير رقم العنصر إلى شحنة الذرة وعدد الإلكترونات. يشير رقم المجموعة إلى عدد إلكترونات التكافؤ الموجودة في المستوى الخارجي.

لنأخذ Na كمثال. الصوديوم في المجموعة الأولى ، في الفترة الثالثة ، في المرتبة 11. هذا يعني أن ذرة الصوديوم لها نواة موجبة الشحنة (تحتوي على 11 بروتونًا) ، يوجد حولها 11 إلكترونًا عند ثلاثة مستويات طاقة. يوجد إلكترون واحد في المستوى الخارجي.

تذكر أن مستوى الطاقة الأول يحتوي على مدار s مع إلكترونين ، والثاني يحتوي على مداري s و p. يبقى ملء المستويات والحصول على السجل الكامل:

11 نا) 2) 8) 1 أو 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1.

للراحة ، تم إنشاء جداول خاصة للصيغ الإلكترونية للعنصر. في الجدول الدوري الطويل ، تتم الإشارة إلى الصيغ أيضًا في كل خلية من خلايا العنصر.

أرز. 3. جدول الصيغ الإلكترونية.

للإيجاز ، تتم كتابة العناصر بين قوسين مربعين ، وتتزامن الصيغة الإلكترونية مع بداية صيغة العنصر. على سبيل المثال ، الصيغة الإلكترونية للمغنيسيوم هي 3s 2 ، النيون هي 1s 2 2s 2 2p 6. إذن ، الصيغة الكاملة للمغنيسيوم هي 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2. 4.6 مجموع التصنيفات المستلمة: 195.

مهمة تجميع الصيغة الإلكترونية لعنصر كيميائي ليست أسهل.

إذن ، فإن خوارزمية تجميع الصيغ الإلكترونية للعناصر هي كما يلي:

• أولاً ، نكتب علامة الكيمياء. عنصر ، حيث نشير أدناه إلى يسار العلامة إلى رقمه التسلسلي.
• علاوة على ذلك ، من خلال عدد الفترة (التي من خلالها العنصر) نحدد عدد مستويات الطاقة ونرسم بجانب علامة العنصر الكيميائي مثل هذا العدد من الأقواس.
• بعد ذلك ، وفقًا لرقم المجموعة ، يتم كتابة عدد الإلكترونات في المستوى الخارجي تحت القوس.
• في المستوى الأول ، يكون الحد الأقصى الممكن هو 2e ، وفي المستوى الثاني يكون 8 بالفعل ، في المستوى الثالث - ما يصل إلى 18. نبدأ في وضع الأرقام تحت الأقواس المقابلة.
• يجب حساب عدد الإلكترونات في المستوى قبل الأخير على النحو التالي: يتم طرح عدد الإلكترونات الملصقة بالفعل من الرقم التسلسلي للعنصر.
• يبقى تحويل دائرتنا إلى صيغة إلكترونية:

فيما يلي الصيغ الإلكترونية لبعض العناصر الكيميائية:

• 1. نكتب العنصر الكيميائي ورقمه التسلسلي ويوضح الرقم عدد الإلكترونات في الذرة.
  2. نصنع صيغة. للقيام بذلك ، تحتاج إلى معرفة عدد مستويات الطاقة ، يتم أخذ أساس تحديد عدد فترة العنصر.
  3. نقوم بتقسيم المستويات إلى مستويات فرعية.

  أدناه يمكنك مشاهدة مثال على كيفية تكوين الصيغ الإلكترونية للعناصر الكيميائية بشكل صحيح.

تحتاج إلى تكوين الصيغ الإلكترونية للعناصر الكيميائية بهذه الطريقة: تحتاج إلى إلقاء نظرة على رقم العنصر في الجدول الدوري ، وبالتالي معرفة عدد الإلكترونات الموجودة فيه. ثم تحتاج إلى معرفة عدد المستويات التي تساوي الفترة الزمنية. ثم يتم كتابة المستويات الفرعية وتعبئتها:

بادئ ذي بدء ، تحتاج إلى تحديد عدد الذرات وفقًا للجدول الدوري.



لتجميع صيغة إلكترونية ، ستحتاج إلى نظام مندليف الدوري. ابحث عن العنصر الكيميائي الخاص بك هناك وانظر إلى الفترة - ستكون مساوية لعدد مستويات الطاقة. سيتوافق رقم المجموعة عدديًا مع عدد الإلكترونات في المستوى الأخير. سيكون رقم العنصر مساويًا كميًا لعدد إلكتروناته. تحتاج أيضًا إلى معرفة أنه يوجد حد أقصى 2 إلكترون في المستوى الأول و 8 في الثاني و 18 في المستوى الثالث.

هذه هي النقاط البارزة. بالإضافة إلى ذلك ، يمكنك العثور على معلومات على الإنترنت (بما في ذلك موقعنا الإلكتروني) باستخدام صيغة إلكترونية جاهزة لكل عنصر ، حتى تتمكن من التحقق بنفسك.

يعد تجميع الصيغ الإلكترونية للعناصر الكيميائية عملية معقدة للغاية ، ولا يمكنك الاستغناء عن جداول خاصة ، وتحتاج إلى استخدام مجموعة كاملة من الصيغ. للتلخيص ، عليك اتباع الخطوات التالية:

من الضروري رسم مخطط مداري يكون فيه مفهوم للاختلاف بين الإلكترونات من بعضها البعض. يتم تمييز المدارات والإلكترونات في الرسم التخطيطي.

تمتلئ الإلكترونات في المستويات ، من الأسفل إلى الأعلى ولها عدة مستويات فرعية.

أولًا ، نحدد العدد الإجمالي للإلكترونات في ذرة معينة.

نملأ الصيغة وفقًا لمخطط معين ونكتبها - ستكون هذه هي الصيغة الإلكترونية.



على سبيل المثال ، بالنسبة للنيتروجين ، هذه الصيغة تبدو هكذا ، أولاً نتعامل مع الإلكترونات:



واكتب الصيغة:



لفهم مبدأ تجميع الصيغة الإلكترونية لعنصر كيميائي، تحتاج أولاً إلى تحديد العدد الإجمالي للإلكترونات في الذرة من خلال العدد الموجود في الجدول الدوري. بعد ذلك ، تحتاج إلى تحديد عدد مستويات الطاقة ، مع الأخذ في الاعتبار عدد الفترة التي يوجد فيها العنصر.

بعد ذلك ، يتم تقسيم المستويات إلى مستويات فرعية مملوءة بالإلكترونات ، بناءً على مبدأ الطاقة الأقل.

يمكنك التحقق من صحة تفكيرك بالبحث ، على سبيل المثال ، هنا.

من خلال تجميع الصيغة الإلكترونية لعنصر كيميائي ، يمكنك معرفة عدد الإلكترونات وطبقات الإلكترون الموجودة في ذرة معينة ، بالإضافة إلى ترتيب توزيعها بين الطبقات.

بادئ ذي بدء ، نحدد الرقم التسلسلي للعنصر وفقًا للجدول الدوري ، فهو يتوافق مع عدد الإلكترونات. يشير عدد طبقات الإلكترون إلى رقم الفترة ، ويتوافق عدد الإلكترونات في الطبقة الأخيرة من الذرة مع رقم المجموعة.

• نملأ أولاً المستوى الفرعي s ، ثم المستويات الفرعية p- و d-b f ؛
• وفقًا لقاعدة كليشكوفسكي ، تملأ الإلكترونات المدارات من أجل زيادة طاقة هذه المدارات ؛
• وفقًا لقاعدة هوند ، تحتل الإلكترونات الموجودة في مستوى فرعي واحد مدارات حرة واحدة تلو الأخرى ، ثم تشكل أزواجًا ؛
• وفقًا لمبدأ باولي ، لا يوجد أكثر من إلكترونين في مدار واحد.

• توضح الصيغة الإلكترونية لعنصر كيميائي عدد طبقات الإلكترون وعدد الإلكترونات الموجودة في الذرة وكيف يتم توزيعها على الطبقات.

  لتجميع الصيغة الإلكترونية لعنصر كيميائي ، تحتاج إلى إلقاء نظرة على الجدول الدوري واستخدام المعلومات التي تم الحصول عليها لهذا العنصر. الرقم التسلسلي للعنصر في الجدول الدوري يتوافق مع عدد الإلكترونات في الذرة. يتوافق عدد طبقات الإلكترون مع رقم الفترة ، وعدد الإلكترونات في طبقة الإلكترون الأخيرة يتوافق مع رقم المجموعة.

  يجب أن نتذكر أن الطبقة الأولى بها بحد أقصى 2 1s2 إلكترون ، والطبقة الثانية - بحد أقصى 8 (ثانيتان وستة ص: 2s2 2p6) ، والثالثة - بحد أقصى 18 (ثانيتان ، وستة ص ، وعشرة) د: 3s2 3p6 3d10).

  على سبيل المثال ، الصيغة الإلكترونية للكربون: C 1s2 2s2 2p2 (الرقم التسلسلي 6 ، رقم الفترة 2 ، رقم المجموعة 4).

  الصيغة الإلكترونية للصوديوم: Na 1s2 2s2 2p6 3s1 (الرقم التسلسلي 11 ، رقم الفترة 3 ، رقم المجموعة 1).

  للتحقق من صحة كتابة صيغة إلكترونية ، يمكنك الاطلاع على موقع www.alhimikov.net.

  قد يبدو رسم صيغة إلكترونية للعناصر الكيميائية للوهلة الأولى مهمة معقدة نوعًا ما ، ولكن كل شيء سيصبح واضحًا إذا التزمت بالنظام التالي:

  • اكتب المدارات أولاً
  • نقوم بإدخال الأرقام أمام المدارات التي تشير إلى عدد مستوى الطاقة. لا تنس معادلة تحديد الحد الأقصى لعدد الإلكترونات عند مستوى الطاقة: N = 2n2

  وكيف تعرف على عدد مستويات الطاقة؟ انظر فقط إلى الجدول الدوري: هذا الرقم يساوي عدد الفترة التي يوجد فيها هذا العنصر.

  • فوق الرمز المداري نكتب رقمًا يشير إلى عدد الإلكترونات الموجودة في هذا المدار.

  على سبيل المثال ، قد تبدو الصيغة الإلكترونية لسكانديوم هكذا.

تكوين الذرة.

تتكون الذرة من نواة ذريةو قذيفة الإلكترون.

تتكون نواة الذرة من البروتونات ( ص +) والنيوترونات ( ن 0). تحتوي معظم ذرات الهيدروجين على نواة بروتون واحدة.

عدد البروتونات ن(ص +) يساوي الشحنة النووية ( ض) والرقم الترتيبي للعنصر في السلسلة الطبيعية للعناصر (وفي النظام الدوري للعناصر).

ن(ص +) = ض

مجموع عدد النيوترونات ن(ن 0) ، يُشار إليه ببساطة بالحرف نوعدد البروتونات ضمُسَمًّى العدد الشاملويتم تمييزه بالحرف أ.

أ = ض + ن

يتكون الغلاف الإلكتروني للذرة من إلكترونات تتحرك حول النواة ( ه -).

عدد الإلكترونات ن(ه-) في غلاف الإلكترون لذرة محايدة يساوي عدد البروتونات ضفي الصميم.

كتلة البروتون تساوي تقريبًا كتلة النيوترون و 1840 ضعف كتلة الإلكترون ، لذا فإن كتلة الذرة تساوي عمليًا كتلة النواة.

شكل الذرة كروي. نصف قطر النواة أصغر بحوالي 100،000 مرة من نصف قطر الذرة.

عنصر كيميائي- نوع الذرات (مجموعة الذرات) بنفس الشحنة النووية (مع نفس عدد البروتونات في النواة).

النظائر- مجموعة من ذرات عنصر واحد مع نفس عدد النيوترونات في النواة (أو نوع من الذرات مع نفس عدد البروتونات ونفس عدد النيوترونات في النواة).

تختلف النظائر المختلفة عن بعضها البعض في عدد النيوترونات في نوى ذراتها.

تسمية ذرة واحدة أو نظير: (E - رمز العنصر) ، على سبيل المثال:.

هيكل الغلاف الإلكتروني للذرة

المدار الذريهي حالة الإلكترون في الذرة. الرمز المداري -. كل مدار يتوافق مع سحابة إلكترونية.

مدارات الذرات الحقيقية في حالة الأرض (غير مستثارة) من أربعة أنواع: س, ص, دو F.

السحابة الإلكترونية- الجزء من الفضاء الذي يمكن أن يوجد فيه الإلكترون باحتمالية 90 في المائة (أو أكثر).

ملحوظة: في بعض الأحيان لا يتم تمييز مفهومي "المدار الذري" و "السحابة الإلكترونية" ، حيث يطلق عليهما اسم "المدار الذري".

يتكون الغلاف الإلكتروني للذرة من طبقات. طبقة إلكترونيةتتكون من سحب إلكترونية من نفس الحجم. مدارات من طبقة واحدة المستوى الإلكتروني ("الطاقة")، طاقاتهم هي نفسها بالنسبة لذرة الهيدروجين ، لكنها مختلفة للذرات الأخرى.

يتم تجميع المدارات من نفس المستوى في الإلكترونية (الطاقة)المستويات الفرعية:
س- المستوى الفرعي (يتكون من واحد سمداري) ، رمز -.
صالمستوى الفرعي (يتكون من ثلاثة ص
دالمستوى الفرعي (يتكون من خمسة دمداري) ، رمز -.
Fالمستوى الفرعي (يتكون من سبعة Fمداري) ، رمز -.

طاقات مدارات نفس المستوى الفرعي هي نفسها.

عند تعيين المستويات الفرعية ، يتم إضافة رقم الطبقة (المستوى الإلكتروني) إلى رمز المستوى الفرعي ، على سبيل المثال: 2 س, 3ص, 5دوسائل س- المستوى الفرعي من المستوى الثاني ، ص- المستوى الفرعي من المستوى الثالث ، د- المستوى الفرعي من المستوى الخامس.

إجمالي عدد المستويات الفرعية في مستوى واحد يساوي رقم المستوى ن. العدد الإجمالي للمدارات في مستوى واحد هو ن 2. وفقًا لذلك ، يكون إجمالي عدد السحب في طبقة واحدة أيضًا ن 2 .

التعيينات: - مداري حر (بدون إلكترونات) ، - مداري بإلكترون غير مزدوج ، - مدار مع زوج إلكترون (مع إلكترونين).

يتم تحديد الترتيب الذي تملأ به الإلكترونات مدارات الذرة من خلال ثلاثة قوانين طبيعية (تُعطى الصيغ بطريقة مبسطة):

1. مبدأ الطاقة الأقل - تملأ الإلكترونات المدارات من أجل زيادة طاقة المدارات.

2. مبدأ باولي - لا يمكن أن يكون هناك أكثر من إلكترونين في مدار واحد.

3. قاعدة هوند - داخل المستوى الفرعي ، تملأ الإلكترونات المدارات الحرة أولاً (واحدة تلو الأخرى) ، وبعد ذلك فقط تشكل أزواج الإلكترونات.

إجمالي عدد الإلكترونات في المستوى الإلكتروني (أو في الطبقة الإلكترونية) هو 2 ن 2 .

يتم التعبير عن توزيع المستويات الفرعية حسب الطاقة بعد ذلك (بترتيب زيادة الطاقة):

1س, 2س, 2ص, 3س, 3ص, 4س, 3د, 4ص, 5س, 4د, 5ص, 6س, 4F, 5د, 6ص, 7س, 5F, 6د, 7ص ...

بصريا ، يتم التعبير عن هذا التسلسل بواسطة مخطط الطاقة:

يمكن تصوير توزيع إلكترونات الذرة حسب المستويات والمستويات الفرعية والمدارات (التكوين الإلكتروني للذرة) على أنها صيغة إلكترونية ، أو مخطط للطاقة ، أو ، بشكل أكثر بساطة ، كرسم تخطيطي للطبقات الإلكترونية ("مخطط إلكتروني") .

أمثلة على التركيب الإلكتروني للذرات:

إلكترونات التكافؤ- إلكترونات الذرة التي يمكن أن تشارك في تكوين الروابط الكيميائية. بالنسبة لأي ذرة ، هذه هي جميع الإلكترونات الخارجية بالإضافة إلى تلك الإلكترونات الخارجية التي تكون طاقتها أكبر من طاقة الإلكترونات الخارجية. على سبيل المثال: تحتوي ذرة Ca على 4 إلكترونات خارجية س 2 ، هم أيضا التكافؤ. تحتوي ذرة الحديد على إلكترونات خارجية - 4 س 2 ولكن لديه 3 د 6 ، وبالتالي تحتوي ذرة الحديد على 8 إلكترونات تكافؤ. صيغة التكافؤ الإلكترونية لذرة الكالسيوم هي 4 س 2 ، وذرات الحديد - 4 س 2 3د 6 .

النظام الدوري للعناصر الكيميائية لـ D. I. Mendeleev
(النظام الطبيعي للعناصر الكيميائية)

القانون الدوري للعناصر الكيميائية(الصيغة الحديثة): تكون خصائص العناصر الكيميائية ، وكذلك المواد البسيطة والمعقدة التي تتكون منها ، في حالة اعتماد دوري على قيمة الشحنة من النوى الذرية.

النظام الدوري- تعبير بياني عن القانون الدوري.

النطاق الطبيعي للعناصر الكيميائية- عدد من العناصر الكيميائية ، مرتبة حسب الزيادة في عدد البروتونات في نوى ذراتها ، أو ما هو نفسه حسب الزيادة في شحنات نوى هذه الذرات. الرقم التسلسلي لعنصر في هذه السلسلة يساوي عدد البروتونات في نواة أي ذرة من هذا العنصر.

يتم إنشاء جدول العناصر الكيميائية عن طريق "قطع" السلسلة الطبيعية للعناصر الكيميائية إلى فترات(الصفوف الأفقية للجدول) والتجمعات (الأعمدة الرأسية للجدول) للعناصر ذات البنية الإلكترونية المماثلة للذرات.

اعتمادًا على كيفية دمج العناصر في مجموعات ، يمكن أن يكون الجدول فترة طويلة(يتم جمع العناصر التي لها نفس عدد ونوع إلكترونات التكافؤ في مجموعات) و المدى القصير(يتم جمع العناصر التي لها نفس عدد إلكترونات التكافؤ في مجموعات).

تنقسم مجموعات جدول الفترة القصيرة إلى مجموعات فرعية ( رئيسيو آثار جانبية) ، بالتزامن مع مجموعات جدول الفترة الطويلة.

جميع ذرات العناصر في نفس الفترة لها نفس عدد طبقات الإلكترون ، مساوٍ لعدد الفترة.

عدد العناصر في الفترات: 2 ، 8 ، 8 ، 18 ، 18 ، 32 ، 32. تم الحصول على معظم عناصر الفترة الثامنة بشكل مصطنع ، ولم يتم تجميع العناصر الأخيرة من هذه الفترة بعد. جميع الفترات باستثناء البداية الأولى بعنصر تشكيل فلز قلوي (Li ، Na ، K ، إلخ) وتنتهي بعنصر تكوين غاز نبيل (He ، Ne ، Ar ، Kr ، إلخ).

في جدول الفترة القصيرة - ثماني مجموعات ، كل منها مقسمة إلى مجموعتين فرعيتين (رئيسية وثانوية) ، في جدول الفترة الطويلة - ستة عشر مجموعة ، مرقمة بالأرقام الرومانية مع الأحرف A أو B ، على سبيل المثال: IA ، IIIB ، VIA ، VIIB. تتوافق المجموعة IA في جدول الفترة الطويلة مع المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الأولى من جدول الفترة القصيرة ؛ المجموعة السابعة ب - المجموعة الثانوية الثانوية للمجموعة السابعة: البقية - بالمثل.

تتغير خصائص العناصر الكيميائية بشكل طبيعي في المجموعات والفترات.

في فترات (مع زيادة الرقم التسلسلي)

• تزداد الشحنة النووية
• يزداد عدد الإلكترونات الخارجية ،
• نصف قطر الذرات يتناقص ،
• تزداد قوة ارتباط الإلكترونات بالنواة (طاقة التأين) ،
• يزيد الكهربية.
• يتم تحسين خصائص الأكسدة للمواد البسيطة ("اللامعدنية") ،
• تضعف خصائص الاختزال للمواد البسيطة ("الفلزية") ،
• يضعف السمة الأساسية للهيدروكسيدات والأكاسيد المقابلة ،
• تزداد الصفة الحمضية للهيدروكسيدات والأكاسيد المقابلة.

في مجموعات (مع زيادة الرقم التسلسلي)

• تزداد الشحنة النووية
• يزيد نصف قطر الذرات (فقط في المجموعات A) ،
• تتناقص قوة الرابطة بين الإلكترونات والنواة (طاقة التأين ؛ فقط في المجموعات A) ،
• تنخفض الكهربية (فقط في المجموعات A) ،
• يضعف الخواص المؤكسدة للمواد البسيطة ("اللامعدنية" ؛ فقط في المجموعات A) ،
• يتم تحسين خصائص الاختزال للمواد البسيطة ("الفلزية" ؛ فقط في المجموعات A) ،
• تزداد السمة الأساسية للهيدروكسيدات والأكاسيد المقابلة (فقط في المجموعات A) ،
• تضعف الطبيعة الحمضية للهيدروكسيدات والأكاسيد المقابلة (فقط في المجموعات A) ،
• ينخفض ​​استقرار مركبات الهيدروجين (يزيد نشاطها المختزل ؛ فقط في المجموعات A).

المهام والاختبارات حول موضوع "الموضوع 9." بنية الذرة. القانون الدوري والنظام الدوري للعناصر الكيميائية لـ D. I. Mendeleev (PSCE) "."

• القانون الدوري - القانون الدوري وهيكل الذرات من الصف الثامن إلى التاسع
  يجب أن تعرف: قوانين ملء المدارات بالإلكترونات (مبدأ أقل طاقة ، مبدأ باولي ، قاعدة هوند) ، بنية النظام الدوري للعناصر.

  يجب أن تكون قادرًا على: تحديد تكوين الذرة من خلال موضع عنصر في النظام الدوري ، والعكس بالعكس ، العثور على عنصر في النظام الدوري ، ومعرفة تكوينه ؛ تصور مخطط الهيكل والتكوين الإلكتروني للذرة والأيون ، وعلى العكس من ذلك ، تحديد موضع عنصر كيميائي في PSCE من الرسم التخطيطي والتكوين الإلكتروني ؛ وصف العنصر والمواد التي يتكون منها وفقًا لموقعه في PSCE ؛ تحديد التغيرات في نصف قطر الذرات وخصائص العناصر الكيميائية والمواد التي تشكلها خلال فترة واحدة ومجموعة فرعية رئيسية واحدة من النظام الدوري.

  مثال 1تحديد عدد المدارات في المستوى الإلكتروني الثالث. ما هي هذه المدارات؟
  لتحديد عدد المدارات ، نستخدم الصيغة نالمدارات = ن 2 ، أين ن- رقم المستوى. نالمدارات = 3 2 = 9. واحد 3 س- ، ثلاثة 3 ص- وخمسة 3 دمداري.

  مثال 2حدد ذرة العنصر الذي له الصيغة الإلكترونية 1 س 2 2س 2 2ص 6 3س 2 3ص 1 .
  من أجل تحديد العنصر ، تحتاج إلى معرفة الرقم التسلسلي الخاص به ، والذي يساوي العدد الإجمالي للإلكترونات في الذرة. في هذه الحالة: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. هذا هو الألومنيوم.

  بعد التأكد من تعلم كل ما تحتاجه ، انتقل إلى المهام. نتمنى لكم التوفيق.

  
  الأدب الموصى به:
  • O. S. Gabrielyan وآخرون ، الكيمياء ، الصف الحادي عشر. م ، بوستارد ، 2002 ؛
  • جي إي رودزيتس ، إف جي فيلدمان. الكيمياء 11 خلية. م ، التربية والتعليم ، 2001.