화학 원소의 완전한 전자 공식. 화학 파일 카탈로그
원소 원자의 전자 공식을 작성할 때 에너지 수준이 표시됩니다 (주요 양자 수의 값 N숫자 - 1, 2, 3 등의 형태로), 에너지 하위 수준(궤도 양자수의 값) 엘편지의 형태로 에스, 피, 디, 에프) 상단의 숫자는 주어진 하위 수준의 전자 수를 나타냅니다.
D.I. 멘델레예프는 수소이므로 원자핵의 전하는 시간 1과 같으면 원자는 당 하나의 전자만 가지고 있습니다. 에스첫 번째 수준의 하위 수준. 따라서 수소 원자의 전자식은 다음과 같습니다.
두 번째 원소는 헬륨이고 원자에 두 개의 전자가 있으므로 헬륨 원자의 전자식은 2입니다. 아니다 1에스 2. 첫 번째 기간에는 첫 번째 에너지 준위가 전자로 채워져 2개의 전자만 차지할 수 있기 때문에 두 개의 요소만 포함됩니다.
순서대로 세 번째 요소 인 리튬은 이미 두 번째 기간에 있으므로 두 번째 에너지 수준이 전자로 채워지기 시작합니다 (위에서 이야기했습니다). 전자로 두 번째 수준을 채우는 것은 다음과 같이 시작됩니다. 에스-하위 수준이므로 리튬 원자의 전자식은 3입니다. 리 1에스 2 2에스 1 . 베릴륨 원자에서 전자 충전 완료 에스- 하위 레벨: 4 베 1에스 2 2에스 2 .
2주기의 후속 요소에 대해 두 번째 에너지 준위는 계속해서 전자로 채워져 있으며 지금은 전자로 채워져 있습니다. 아르 자형- 하위 레벨: 5 안에 1에스 2 2에스 2 2아르 자형 1 ; 6 와 함께 1에스 2 2에스 2 2아르 자형 2 … 10 네 1에스 2 2에스 2 2아르 자형 6 .
네온 원자가 전자로 채워짐 아르 자형- 하위 수준, 이 요소는 두 번째 기간을 종료하고 8개의 전자를 갖습니다. 에스- 그리고 아르 자형- 하위 수준은 8개의 전자만 포함할 수 있습니다.
세 번째 기간의 요소는 세 번째 수준의 에너지 하위 수준을 전자로 채우는 유사한 순서를 갖습니다. 이 기간의 일부 요소 원자의 전자 공식은 다음과 같습니다.
11 나 1에스 2 2에스 2 2아르 자형 6 3에스 1 ; 12 mg 1에스 2 2에스 2 2아르 자형 6 3에스 2 ; 13 알 1에스 2 2에스 2 2아르 자형 6 3에스 2 3피 1 ;
14 시 1에스 2 2에스 2 2아르 자형 6 3에스 2 3피 2 ;…; 18 아르곤 1에스 2 2에스 2 2아르 자형 6 3에스 2 3피 6 .
세 번째 기간은 두 번째 기간과 마찬가지로 전자로 채우기를 완료하는 요소(아르곤)로 끝납니다. 아르 자형–sublevel, 세 번째 수준에는 세 개의 하위 수준( 에스, 아르 자형, 디). Klechkovsky의 규칙에 따라 에너지 하위 수준을 채우는 위의 순서에 따라 하위 수준 3의 에너지 디더 많은 하위 수준 4 에너지 에스, 따라서 아르곤 다음의 칼륨 원자와 그 다음의 칼슘 원자는 전자로 채워져 있습니다 3 에스- 네 번째 수준의 하위 수준:
19 에게 1에스 2 2에스 2 2아르 자형 6 3에스 2 3피 6 4에스 1 ; 20 사 1에스 2 2에스 2 2아르 자형 6 3에스 2 3피 6 4에스 2 .
21번째 원소인 스칸듐부터 시작하여 원소 원자에서 하위 수준 3이 전자로 채워지기 시작합니다. 디. 이러한 요소의 원자의 전자 공식은 다음과 같습니다.
21 sc 1에스 2 2에스 2 2아르 자형 6 3에스 2 3피 6 4에스 2 3디 1 ; 22 티 1에스 2 2에스 2 2아르 자형 6 3에스 2 3피 6 4에스 2 3디 2 .
24번째 원소(크롬)와 29번째 원소(구리)의 원자에서 전자의 "돌파구" 또는 "실패"라고 하는 현상이 관찰됩니다. 에스-하위 수준이 3으로 "실패" 디– 원자의 더 큰 안정성에 기여하는 하위 수준, 절반(크롬의 경우) 또는 완전히(구리의 경우) 채워짐:
24 크롬 1에스 2 2에스 2 2아르 자형 6 3에스 2 3피 6 4에스 1 3디 5(대신 ...4 에스 2 3디 4) 그리고
29 Cu 1에스 2 2에스 2 2아르 자형 6 3에스 2 3피 6 4에스 1 3디 10(대신 ...4 에스 2 3디 9).
31번째 원소인 갈륨에서 시작하여 4번째 레벨을 전자로 채우는 작업이 계속됩니다. 아르 자형– 하위 수준:
31 가 1에스 2 2에스 2 2아르 자형 6 3에스 2 3피 6 4에스 2 3디 10 4피 1 …; 36 크 1에스 2 2에스 2 2아르 자형 6 3에스 2 3피 6 4에스 2 3디 10 4피 6 .
이 요소는 이미 18개의 요소를 포함하는 네 번째 기간을 종료합니다.
에너지 하위 준위를 전자로 채우는 유사한 순서가 5주기 원소의 원자에서 발생합니다. 처음 두 개(루비듐과 스트론튬)가 채워진다. 에스- 5레벨의 하위 레벨, 다음 10개 원소(이트륨에서 카드뮴까지)가 채워집니다. 디– 4번째 수준의 하위 수준 전자가 채워진 원자에서 6개의 원소가 주기(인듐에서 크세논까지)를 완료합니다. 아르 자형-외부, 다섯 번째 수준의 하위 수준. 또한 한 주기에는 18개의 요소가 있습니다.
6주기 요소의 경우 이 채우기 순서를 위반합니다. 기간이 시작될 때 평소와 같이 원자에 전자가 채워진 두 가지 요소가 있습니다. 에스-외부, 여섯 번째, 수준의 하위 수준. 다음 원소인 란탄에서 전자가 채워지기 시작합니다. 디–이전 레벨의 하위 레벨, 즉 5 디. 이 전자 충전에 5 디-하위 수준이 멈추고 다음 14개 원소(세륨에서 루테튬까지)가 채워지기 시작합니다. 에프- 4레벨의 하위 레벨. 이러한 요소는 모두 표의 한 셀에 포함되어 있으며 아래에는 란타나이드라고 하는 이러한 요소의 확장 시리즈가 있습니다.
72번째 원소인 하프늄에서 시작하여 80번째 원소인 수은까지 전자를 채우는 작업은 계속됩니다 5 디-하위 수준 및 기간은 평소와 같이 전자로 채워진 원자에서 6 개의 원소 (탈륨에서 라돈까지)로 끝납니다. 아르 자형-외부, 여섯 번째, 수준의 하위 수준. 이것은 32개의 요소를 포함하는 가장 큰 기간입니다.
일곱 번째, 불완전한 기간의 요소 원자에서 위에서 설명한 것처럼 하위 수준을 채우는 동일한 순서가 보입니다. 우리는 학생들이 위에서 말한 모든 것을 고려하여 5-7주기 요소의 원자에 대한 전자 공식을 작성할 수 있도록 허용합니다.
메모:일부에서는 교구요소 원자의 전자 공식을 작성하는 다른 순서는 허용됩니다. 채워지는 순서가 아니라 각 에너지 수준에서 표에 제공된 전자 수에 따라 다릅니다. 예를 들어 비소 원자의 전자식은 다음과 같습니다. 1에스 2 2에스 2 2아르 자형 6 3에스 2 3피 6 3디 10 4에스 2 4피 3 .
전자 구성원자는 전자 궤도의 수치적 표현입니다. 전자 궤도는 영역입니다 다양한 모양, 전자가 수학적으로 가능한 원자핵 주위에 위치합니다. 전자 구성은 원자가 얼마나 많은 전자 오비탈을 가지고 있는지 독자에게 빠르고 쉽게 알려주고 각 오비탈의 전자 수를 결정하는 데 도움이 됩니다. 이 기사를 읽고 나면 전자 구성을 컴파일하는 방법을 마스터하게 됩니다.
단계
D. I. Mendeleev의 주기율표를 이용한 전자 분포
- 예를 들어 -1의 전하를 가진 나트륨 원자는 여분의 전자를 가질 것입니다. 게다가기본 원자 번호는 11입니다. 즉, 원자에는 총 12개의 전자가 있습니다.
- 만약에 우리 대화하는 중이 야전하가 +1인 나트륨 원자에 대해 기본 원자 번호 11에서 하나의 전자를 빼야 합니다. 따라서 원자는 10개의 전자를 갖게 됩니다.
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궤도의 기본 목록을 외우십시오.원자에서 전자의 수가 증가함에 따라 전자는 특정 순서에 따라 원자의 전자 껍질의 다양한 하위 수준을 채웁니다. 전자 껍질의 각 하위 수준은 채워질 때 짝수 개의 전자를 포함합니다. 다음과 같은 하위 수준이 있습니다.
기록을 이해하다 전자 구성. 각 궤도의 전자 수를 명확하게 반영하기 위해 전자 구성을 기록합니다. 오비탈은 순차적으로 작성되며 각 오비탈의 원자 수는 오비탈 이름 오른쪽에 윗첨자로 표시됩니다. 완성된 전자 구성은 일련의 하위 수준 지정 및 위첨자의 형태를 가집니다.
- 예를 들어 다음은 가장 간단한 전자 구성입니다. 1초 2 2초 2 2초 6 .이 구성은 1s 하위 수준에 2개의 전자, 2s 하위 수준에 2개의 전자, 2p 하위 수준에 6개의 전자가 있음을 보여줍니다. 2 + 2 + 6 = 총 10개의 전자. 이것은 중성 네온 원자의 전자 구성입니다(네온 원자 번호는 10입니다).
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궤도의 순서를 기억하십시오.전자 궤도는 전자 껍질 번호의 오름차순으로 번호가 매겨져 있지만 에너지 오름차순으로 정렬되어 있음을 명심하십시오. 예를 들어, 채워진 4s 2 오비탈은 부분적으로 채워지거나 채워진 3d 10보다 에너지(또는 이동성)가 적기 때문에 4s 오비탈이 먼저 작성됩니다. 오비탈의 순서를 알면 원자의 전자 수에 따라 쉽게 채울 수 있습니다. 오비탈이 채워지는 순서는 다음과 같습니다. 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.
- 모든 오비탈이 채워진 원자의 전자 구성은 다음과 같은 형식을 갖습니다. 10 7p 6
- 위의 표기법은 모든 궤도가 채워졌을 때 주기율표에서 가장 높은 번호의 원자인 Uuo(ununoctium) 118 원소의 전자 구성입니다. 따라서 이 전자 구성에는 중성으로 하전된 원자의 현재 알려진 모든 전자 하위 수준이 포함됩니다.
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원자의 전자 수에 따라 오비탈을 채우십시오.예를 들어 중성 칼슘 원자의 전자 배열을 기록하려면 주기율표에서 원자 번호를 찾는 것부터 시작해야 합니다. 원자 번호가 20이므로 전자가 20개인 원자의 구성을 위의 순서대로 적겠습니다.
- 20번째 전자에 도달할 때까지 위의 순서대로 오비탈을 채우십시오. 첫 번째 1s 오비탈에는 전자가 2개, 2s 오비탈에도 2개, 2p 오비탈에는 6개, 3s 오비탈에는 2개, 3p 오비탈에는 6개, 4s 오비탈에는 2개(2 + 2 + 6 +2 +6 + 2 = 20 .) 즉, 칼슘의 전자 구성은 다음과 같은 형식을 갖습니다. 1초 2 2초 2 2초 6 3초 2 3초 6 4초 2 .
- 오비탈은 에너지의 오름차순입니다. 예를 들어, 4번째 에너지 수준으로 이동할 준비가 되면 먼저 4s 오비탈을 적고, 그 다음에 3d. 네 번째 에너지 수준이 지나면 동일한 순서가 반복되는 다섯 번째 에너지 수준으로 이동합니다. 이것은 세 번째 에너지 수준 이후에만 발생합니다.
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주기율표를 시각적 단서로 사용하십시오.주기율표의 모양이 전자 구성에서 전자 하위 수준의 순서에 해당한다는 것을 이미 알고 있을 것입니다. 예를 들어, 왼쪽에서 두 번째 열에 있는 원자는 항상 "s 2"로 끝나는 반면 얇은 중간 부분의 오른쪽 가장자리에 있는 원자는 항상 "d 10"으로 끝나는 식입니다. 주기율표를 구성 작성에 대한 시각적 가이드로 사용하십시오. 오비탈에 추가하는 순서는 테이블에서의 위치에 해당합니다. 아래를 참조하십시오.
- 특히, 가장 왼쪽의 두 열에는 전자 구성이 s-오비탈로 끝나는 원자가 포함되어 있고, 표의 오른쪽 블록에는 구성이 p-오비탈로 끝나는 원자가 포함되어 있으며, 원자 맨 아래에는 f-오비탈로 끝나는 원자가 포함되어 있습니다.
- 예를 들어 염소의 전자배치를 적을 때 이렇게 생각하면 된다. 주기율표의 따라서 전자 구성은 ..3p 5로 끝납니다.
- 표의 d 및 f 궤도 영역의 요소는 해당 요소가 위치한 기간과 일치하지 않는 에너지 수준을 가집니다. 예를 들어, d-오비탈이 있는 요소 블록의 첫 번째 행은 4주기에 있지만 3d 오비탈에 해당하고 f-오비탈이 있는 요소의 첫 번째 행은 4f 오비탈에 해당하지만 6기에 위치하고 있습니다.
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긴 전자 구성을 작성하기 위한 약어를 배우십시오.주기율표의 오른쪽에 있는 원자를 원자라고 합니다. 고귀한 가스.이 원소들은 화학적으로 매우 안정적입니다. 긴 전자 구성을 작성하는 과정을 단축하려면 원자보다 전자 수가 적은 가장 가까운 비활성 가스의 화학 기호를 대괄호 안에 쓴 다음 계속해서 후속 궤도 수준의 전자 구성을 작성하십시오. 아래를 참조하십시오.
- 이 개념을 이해하려면 예제 구성을 작성하는 것이 도움이 될 것입니다. 아연(원자번호 30번)의 구성을 비활성 기체 약어로 써 봅시다. 전체 아연 구성은 다음과 같습니다. 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 . 그러나 우리는 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6이 비활성 기체인 아르곤의 전자 구성임을 알 수 있습니다. 아연의 전자 구성 부분을 대괄호(.) 안에 있는 아르곤의 화학 기호로 간단히 바꾸십시오.
- 따라서 축약형으로 작성된 아연의 전자 구성은 다음과 같습니다. 4초 2 3d 10 .
- 예를 들어 아르곤과 같은 비활성 가스의 전자 구성을 작성하는 경우 작성할 수 없습니다! 이 요소 앞에 비활성 가스의 약어를 사용해야 합니다. 아르곤의 경우 네온()이 됩니다.
ADOMAH 주기율표 사용
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ADOMAH 주기율표를 마스터하십시오. 이 방법전자 구성의 기록은 암기가 필요하지 않지만 변환된 주기율표의 존재가 필요합니다. 전통적인 테이블멘델레예프, 네 번째 기간, 기간 번호가 전자 껍질과 일치하지 않습니다. 과학자 Valery Zimmerman이 설계한 특별한 유형의 주기율표인 ADOMAH 주기율표를 찾으십시오. 짧은 인터넷 검색으로 쉽게 찾을 수 있습니다.
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ADOMAH 테이블에서 원자를 찾으십시오.원소의 전자 구성을 기록하려면 ADOMAH 주기율표에서 해당 기호를 찾아 원자 번호가 더 높은 모든 원소에 줄을 긋습니다. 예를 들어 에르븀(68)의 전자 구성을 적어야 한다면 69에서 120까지의 모든 원소를 지우십시오.
- 테이블 하단에 있는 1에서 8까지의 숫자에 주의하십시오. 이들은 전자 레벨 번호 또는 열 번호입니다. X선이 그어진 항목만 포함된 열은 무시하십시오. 에르븀의 경우 숫자 1,2,3,4,5 및 6이 있는 열이 남아 있습니다.
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요소까지 궤도 하위 수준을 계산합니다.표 오른쪽에 표시된 블록 기호(s, p, d, f)와 하단에 표시된 열 번호를 보고 블록 사이의 대각선을 무시하고 열을 블록 열로 나누어 나열합니다. 아래에서 위로 주문하십시오. 다시 말하지만 모든 요소에 줄이 그어진 블록은 무시하십시오. 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s(어븀용)
- 참고: 위의 전자 구성 Er은 전자 하위 수준 번호의 오름차순으로 작성됩니다. 오비탈이 채워진 순서대로 쓸 수도 있습니다. 이렇게 하려면 열 블록을 작성할 때 열이 아닌 아래에서 위로 캐스케이드를 따르십시오.
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각 전자 하위 수준의 전자 수를 세십시오.각 열 블록에서 각 원소에 하나의 전자를 붙여 X 표시하지 않은 원소를 세고 다음과 같이 각 열 블록의 블록 기호 옆에 번호를 적습니다. 2 4p 6 4d 10 4f 12 5s 2 5p 6 6s 2 . 이 예에서 이것은 에르븀의 전자 구성입니다.
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잘못된 전자 구성에 유의하십시오.바닥 에너지 상태라고도 하는 가장 낮은 에너지 상태에서 원자의 전자 구성과 관련된 18가지 일반적인 예외가 있습니다. 그들은 전자가 차지하는 마지막 두세 위치에서만 일반 규칙을 따르지 않습니다. 이 경우 실제 전자 구성은 전자가 원자의 표준 구성에 비해 낮은 에너지 상태에 있다고 가정합니다. 예외 요소에는 다음이 포함됩니다.
- 크롬(..., 3d5, 4s1); Cu(..., 3d10, 4s1); 주의(..., 4d4, 5s1); 모(..., 4d5, 5s1); 루(..., 4d7, 5s1); Rh(..., 4d8, 5s1); 피디(..., 4d10, 5s0); Ag(..., 4d10, 5s1); 라(..., 5d1, 6s2); 세륨(..., 4f1, 5d1, 6s2); 하느님(..., 4f7, 5d1, 6s2); 금(..., 5d10, 6s1); 교류(..., 6d1, 7s2); 목(..., 6d2, 7s2); 아빠(..., 5f2, 6d1, 7s2); 유(..., 5f3, 6d1, 7s2); Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) 및 센티미터(..., 5f7, 6d1, 7s2).
- 전자 형식으로 작성된 원자의 원자 번호를 찾으려면 문자(s, p, d 및 f) 뒤에 오는 모든 숫자를 더하면 됩니다. 이것은 중성 원자에 대해서만 작동합니다. 이온을 다루는 경우 작동하지 않습니다. 추가 또는 손실된 전자의 수를 더하거나 빼야 합니다.
- 문자 뒤의 숫자는 위 첨자이므로 컨트롤에 실수하지 마십시오.
- "반만 채워진 안정성" 하위 수준은 존재하지 않습니다. 이것은 단순화입니다. "반만 채워진" 하위 수준과 관련된 모든 안정성은 각 궤도가 하나의 전자에 의해 점유되어 전자 간의 반발이 최소화된다는 사실에 기인합니다.
- 각 원자는 안정한 상태가 되는 경향이 있으며 가장 안정적인 구성은 하위 수준 s와 p(s2 및 p6)를 채웠습니다. 불활성 기체는 이러한 구성을 가지므로 거의 반응하지 않으며 주기율표의 오른쪽에 위치합니다. 따라서 구성이 3p 4 에서 끝나면 안정 상태에 도달하기 위해 2개의 전자가 필요합니다(s-레벨 전자를 포함하여 6개를 잃는 데 더 많은 에너지가 필요하므로 4개를 잃기 쉽습니다). 그리고 구성이 4d 3 에서 끝나면 안정 상태에 도달하기 위해 3개의 전자를 잃어야 합니다. 또한 절반만 채워진 하위 수준(s1, p3, d5..)은 예를 들어 p4 또는 p2보다 더 안정적입니다. 그러나 s2 및 p6은 훨씬 더 안정적입니다.
- 이온을 다룰 때 양성자의 수가 전자의 수와 같지 않다는 것을 의미합니다. 이 경우 원자의 전하는 화학 기호의 오른쪽 상단(보통)에 표시됩니다. 따라서 전하가 +2인 안티몬 원자는 전자 배열이 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 입니다. 5p 3이 5p 1로 변경되었습니다. 중성 원자의 구성이 s 및 p 이외의 하위 수준에서 끝나는 경우 주의하십시오.전자를 가져올 때 원자가 궤도(s 및 p 궤도)에서만 전자를 가져올 수 있습니다. 따라서 구성이 4s 2 3d 7로 끝나고 원자가 +2 전하를 얻는다면 구성은 4s 0 3d 7로 끝납니다. 3d 7 아니다대신 s-orbital의 전자가 손실됩니다.
- 전자가 "더 높은 에너지 준위로 이동"하도록 강제되는 조건이 있습니다. 하위 수준에 전자가 부족하여 절반 또는 가득 차면 가장 가까운 s 또는 p 하위 수준에서 전자 하나를 가져와 전자가 필요한 하위 수준으로 옮깁니다.
- 전자 구성을 작성하는 데는 두 가지 옵션이 있습니다. 에르븀에 대해 위에 표시된 것처럼 에너지 준위 수의 오름차순 또는 전자 궤도가 채워진 순서로 작성할 수 있습니다.
- 마지막 s 및 p 하위 수준인 원자가 구성만 작성하여 요소의 전자 구성을 작성할 수도 있습니다. 따라서 안티몬의 원자가 배열은 5s 2 5p 3 이 됩니다.
- 이온은 동일하지 않습니다. 그들에게는 훨씬 더 어렵습니다. 두 레벨을 건너뛰고 어디서부터 시작했는지와 전자 수가 얼마나 많은지에 따라 동일한 패턴을 따릅니다.
원자의 원자 번호를 찾으십시오.각 원자에는 관련된 특정 수의 전자가 있습니다. 주기율표에서 원자 기호를 찾으십시오. 원자 번호는 정수입니다 정수, 1(수소의 경우)부터 시작하여 각 후속 원자에 대해 1씩 증가합니다. 원자 번호는 원자의 양성자 수이므로 전하가 0인 원자의 전자 수이기도 합니다.
원자의 전하를 결정하십시오.중성 원자는 주기율표에 표시된 것과 같은 수의 전자를 갖습니다. 그러나 하전된 원자는 전하의 크기에 따라 더 많거나 적은 전자를 가질 것입니다. 하전된 원자로 작업하는 경우 다음과 같이 전자를 더하거나 뺍니다. 음전하마다 전자 하나를 추가하고 양전하마다 전자 하나를 뺍니다.
$s-$, $p-$ 및 $d-$요소의 처음 4개 기간 요소 원자의 전자 껍질 구조. 원자의 전자 구성. 원자의 바닥 및 여기 상태
원자의 개념은 물질의 입자를 지정하기 위해 고대 세계에서 발생했습니다. 그리스어로 원자는 "분할할 수 없는"을 의미합니다.
전자
아일랜드의 물리학자 스토니(Stoney)는 실험에 기초하여 모든 원자에 존재하는 가장 작은 입자에 의해 전기가 운반된다는 결론에 도달했습니다. 화학 원소. $1891$에서 Stoney는 이 입자를 호출할 것을 제안했습니다. 전자, 그리스어로 "호박색"을 의미합니다.
전자가 그 이름을 얻은 지 몇 년 후, 영국 물리학자 Joseph Thomson과 프랑스 물리학자 Jean Perrin은 전자가 음전하를 띤다는 것을 증명했습니다. 이것은 화학에서 단위 $(–1)$로 간주되는 가장 작은 음전하입니다. Thomson은 전자의 속도(빛의 속도 - $300,000$ km/s와 같음)와 전자의 질량(수소 원자의 질량보다 $1836$ 배 작음)을 결정하기까지 했습니다.
Thomson과 Perrin은 공기가 배출되는 유리관에 납땜 된 음극과 양극의 두 금속판으로 전류원의 극을 연결했습니다. 전극판에 약 10,000V의 전압이 가해지면 튜브에서 발광 방전이 발생하고 입자가 음극(음극)에서 양극(양극)으로 날아가는데 과학자들은 이를 처음에 음극선, 그리고 그것이 전자의 흐름이라는 것을 알게되었습니다. 예를 들어 TV 화면에 적용되는 특수 물질에 부딪히는 전자는 빛을 발합니다.
결론은 전자가 음극이 만들어지는 물질의 원자에서 탈출한다는 것입니다.
자유 전자 또는 그 플럭스는 예를 들어 금속 와이어를 가열하거나 주기율표 I 족의 주요 하위 그룹 (예 : 세슘)의 원소로 형성된 금속에 빛을 떨어 뜨려 다른 방법으로도 얻을 수 있습니다.
원자의 전자 상태
원자 내 전자의 상태는 다음에 대한 일련의 정보로 이해됩니다. 에너지특정 전자 공간그것이 위치한 곳. 우리는 이미 원자의 전자가 운동 궤적을 가지고 있지 않다는 것을 알고 있습니다. 에 대해서만 이야기 할 수 있습니다 확률핵 주위의 공간에서 그것을 찾는다. 그것은 핵을 둘러싼 이 공간의 어느 부분에나 위치할 수 있으며, 그 다양한 위치의 총체는 일정한 음전하 밀도를 가진 전자 구름으로 간주됩니다. 비 유적으로 이것은 다음과 같이 상상할 수 있습니다. 사진 마감에서와 같이 원자의 전자 위치를 100 분의 1 또는 100 만분의 1 초에 촬영할 수 있다면 그러한 사진의 전자는 점으로 표시됩니다. 그런 사진을 무수히 겹친다면 이런 점이 가장 많은 곳에 가장 밀도가 높은 전자구름 사진이 나올 것이다.
그림은 핵을 통과하는 수소 원자에서 이러한 전자 밀도의 "절단"을 보여 주며 구체는 점선으로 둘러싸여 있으며 내부에서 전자를 찾을 확률은 $90%$입니다. 핵에 가장 가까운 윤곽선은 전자를 찾을 확률이 $10%$이고, 핵에서 두 번째 윤곽선 내부에서 전자를 찾을 확률은 $20%$이고, 세 번째 윤곽선 내부는 $≈30인 공간 영역을 포함합니다. %$ 등 전자의 상태에는 약간의 불확실성이 있습니다. 이 특별한 상태를 특징짓기 위해 독일의 물리학자 W. 하이젠베르크는 다음과 같은 개념을 도입했습니다. 불확정성 원리, 즉. 전자의 에너지와 위치를 동시에 정확히 결정하는 것은 불가능하다는 것을 보여주었다. 전자의 에너지가 더 정확하게 결정될수록 그 위치는 더 불확실해지며, 그 반대의 경우도 마찬가지입니다. 전자 검출 확률 영역에는 명확한 경계가 없습니다. 그러나 전자를 찾을 확률이 최대인 공간을 골라내는 것은 가능하다.
전자가 가장 많이 발견되는 원자핵 주변의 공간을 오비탈이라고 합니다.
그것은 약 $90%$의 전자 구름을 포함하고 있으며, 이는 전자가 공간의 이 부분에 있는 시간의 약 $90%$를 의미합니다. 형식에 따르면 현재 알려진 유형의 $4$는 라틴 문자 $s, p, d$ 및 $f$로 표시됩니다. 그래픽 이미지몇 가지 형태의 전자 궤도가 그림에 나와 있습니다.
특정 궤도에서 전자 운동의 가장 중요한 특성은 핵과의 연결 에너지입니다. 비슷한 에너지 값을 가진 전자는 단일을 형성합니다. 전자층, 또는 에너지 수준. 에너지 준위는 핵에서 시작하여 $1, 2, 3, 4, 5, 6$ 및 $7$로 번호가 매겨집니다.
에너지 준위의 수를 나타내는 정수 $n$을 주양자수라고 합니다.
주어진 에너지 수준을 차지하는 전자의 에너지를 특성화합니다. 핵에 가장 가까운 첫 번째 에너지 준위의 전자는 에너지가 가장 낮습니다. 첫 번째 수준의 전자에 비해 다음 수준의 전자는 많은 양의 에너지가 특징입니다. 결과적으로 외부 수준의 전자는 원자핵에 가장 적게 결합됩니다.
원자의 에너지 준위(전자층)의 수는 화학 원소가 속한 D. I. Mendeleev 시스템의 기간 수와 같습니다. 첫 번째 기간의 원소 원자는 하나의 에너지 준위를 가집니다. 두 번째 기간 - 2; 일곱 번째 기간 - 일곱.
에너지 준위에서 가장 많은 수의 전자는 다음 공식에 의해 결정됩니다.
여기서 $N$은 최대 전자 수입니다. $n$은 레벨 번호 또는 주요 양자 번호입니다. 결과적으로 핵에 가장 가까운 첫 번째 에너지 준위는 2개 이하의 전자를 포함할 수 있습니다. 두 번째 - $8$ 이하; 세 번째 - $18$ 이하; 네 번째 - $32$ 이하. 그러면 에너지 준위(전자층)는 어떻게 배열되는가?
두 번째 에너지 준위 $(n = 2)$부터 시작하여 각 준위는 핵과의 결합 에너지에 의해 서로 약간 다른 하위 준위(sublayers)로 세분된다.
하위 수준의 수는 주 양자 수의 값과 같습니다.첫 번째 에너지 수준에는 하나의 하위 수준이 있습니다. 두 번째 - 둘; 셋째 - 셋; 네 번째는 넷입니다. 차례로 하위 수준은 궤도에 의해 형성됩니다.
$n$의 각 값은 $n^2$와 같은 오비탈 수에 해당합니다. 표에 제시된 데이터에 따르면 주양자수 $n$과 부준위의 수, 오비탈의 종류와 수, 부준위와 준위당 최대 전자 수 사이의 관계를 추적할 수 있다.
주요 양자 수, 궤도의 유형 및 수, 하위 수준 및 수준에서 최대 전자 수.
| 에너지 수준 $(n)$ | $n$와 동일한 하위 수준의 수 | 궤도 유형 | 궤도 수 | 최대 전자 수 | ||
| 하위 수준에서 | $n^2$와 같은 수준 | 하위 수준에서 | $n^2$와 같은 수준에서 | |||
| $K(n=1)$ | $1$ | $1s$ | $1$ | $1$ | $2$ | $2$ |
| $L(n=2)$ | $2$ | $2s$ | $1$ | $4$ | $2$ | $8$ |
| $2p$ | $3$ | $6$ | ||||
| $M(n=3)$ | $3$ | $3s$ | $1$ | $9$ | $2$ | $18$ |
| $3p$ | $3$ | $6$ | ||||
| $3d$ | $5$ | $10$ | ||||
| $N(n=4)$ | $4$ | $4s$ | $1$ | $16$ | $2$ | $32$ |
| $4p$ | $3$ | $6$ | ||||
| $4d$ | $5$ | $10$ | ||||
| $4f$ | $7$ | $14$ | ||||
$s, p, d, f$와 같이 구성되는 궤도의 모양뿐만 아니라 라틴 문자로 하위 수준을 지정하는 것이 일반적입니다. 그래서:
- $s$-하위 수준 - 원자핵에 가장 가까운 각 에너지 수준의 첫 번째 하위 수준은 하나의 $s$-오비탈로 구성됩니다.
- $p$-sublevel - 첫 번째 에너지 준위를 제외한 각각의 두 번째 하위 준위는 3개의 $p$-오비탈로 구성됩니다.
- $d$-하위 수준 - 세 번째 에너지 수준에서 시작하여 각각의 세 번째 하위 수준은 5개의 $d$-오비탈로 구성됩니다.
- 네 번째 에너지 준위부터 시작하여 각각의 $f$-하위 수준은 7개의 $f$-오비탈로 구성됩니다.
원자핵
그러나 전자만이 원자의 일부가 아닙니다. 물리학자 앙리 베크렐(Henri Becquerel)은 우라늄 염을 함유한 천연 광물이 미지의 방사선을 방출하여 빛이 차단된 사진 필름을 비추는 것을 발견했습니다. 이 현상을 방사능.
방사선에는 세 가지 유형이 있습니다.
- $α$-선은 전자의 전하보다 $2$배 더 큰 전하를 갖지만 양의 부호를 가지며 수소 원자의 질량보다 $4$배 더 큰 질량을 갖는 $α$-입자로 구성됩니다.
- $β$-선은 전자의 흐름입니다.
- $γ$-선은 전하를 띠지 않는 무시할 수 있는 질량의 전자기파입니다.
결과적으로 원자는 복잡한 구조를 가지고 있습니다. 양전하를 띤 핵과 전자로 구성됩니다.
원자는 어떻게 배열되어 있습니까?
1910년 런던 근처 케임브리지에서 Ernest Rutherford는 학생 및 동료와 함께 $α$ 입자가 얇은 금박을 통과하여 스크린에 떨어지는 산란을 연구했습니다. 알파 입자는 일반적으로 원래 방향에서 단지 1도만 벗어나 금 원자 특성의 균일성과 균일성을 확인하는 것처럼 보입니다. 그리고 갑자기 연구원들은 일부 $α$ 입자가 마치 어떤 종류의 장애물에 부딪히는 것처럼 경로의 방향을 갑자기 바꾸는 것을 발견했습니다.
호일 앞에 스크린을 배치함으로써 Rutherford는 금 원자에서 반사된 $α$ 입자가 반대 방향으로 날아가는 드문 경우도 감지할 수 있었습니다.
계산에 따르면 관찰된 현상은 원자의 전체 질량과 원자의 모든 질량이 양전하작은 중앙 코어에 집중되어 있습니다. 밝혀진 바와 같이 핵의 반경은 음전하를 띤 전자가 있는 영역인 전체 원자의 반경보다 100,000배 더 작습니다. 비 유적 비교를 적용하면 원자의 전체 부피는 Luzhniki 경기장에 비유 할 수 있으며 핵은 경기장 중앙에 위치한 축구 공에 비유 할 수 있습니다.
모든 화학 원소의 원자는 아주 작은 태양계. 따라서 Rutherford가 제안한 이러한 원자 모델을 행성이라고합니다.
양성자와 중성자
원자의 전체 질량이 집중되어있는 작은 원자핵은 양성자와 중성자의 두 가지 유형의 입자로 구성되어 있음이 밝혀졌습니다.
양성자전자의 전하와 같지만 부호가 반대 $(+1)$이고 질량은 수소 원자의 질량과 같습니다 (화학에서 단위로 허용됨). 양성자는 $↙(1)↖(1)p$(또는 $р+$)로 표시됩니다. 중성자전하를 띠지 않으며 중성이며 양성자의 질량과 같은 질량을 가집니다. $1$. 중성자는 $↙(0)↖(1)n$(또는 $n^0$)로 표시됩니다.
양성자와 중성자를 총칭하여 핵자(위도부터. 핵- 핵심).
원자의 양성자와 중성자 수의 합을 원자라고 한다. 질량수. 예를 들어 알루미늄 원자의 질량수는 다음과 같습니다.
무시할 수 있는 전자의 질량은 무시할 수 있으므로 원자의 전체 질량이 핵에 집중되어 있음은 자명하다. 전자는 다음과 같이 표시됩니다: $e↖(-)$.
원자는 전기적으로 중성이므로 다음도 분명합니다. 원자의 양성자와 전자의 수가 같다는 것. 화학 원소의 원자 번호와 같습니다.주기율표에서 그것에 할당됩니다. 예를 들어, 철 원자의 핵은 $26$ 양성자를 포함하고 $26$ 전자가 핵 주위를 돌고 있습니다. 그리고 중성자의 수를 결정하는 방법은 무엇입니까?
아시다시피 원자의 질량은 양성자와 중성자의 질량의 합입니다. 요소 $(Z)$의 서수 알기, 즉 양성자 수와 질량수 $(A)$는 양성자와 중성자 수의 합과 같습니다. 다음 공식을 사용하여 중성자 수 $(N)$를 찾을 수 있습니다.
예를 들어, 철 원자의 중성자 수는 다음과 같습니다.
$56 – 26 = 30$.
표는 기본 입자의 주요 특성을 보여줍니다.
기본 입자의 기본 특성.
동위원소
동일한 핵 전하를 갖지만 질량수가 다른 동일한 원소의 다양한 원자를 동위원소라고 합니다.
단어 동위 원소두 개로 구성 그리스어 단어:이소스- 동일하고 토포스- 장소는 원소 주기율표에서 "한 자리를 차지하는 것"(셀)을 의미합니다.
자연에서 발견되는 화학 원소는 동위 원소의 혼합물입니다. 따라서 탄소는 $12, 13, 14$의 질량을 가진 세 개의 동위 원소를 가지고 있습니다. 산소 - $16, 17, 18$ 등의 세 가지 동위원소
일반적으로 주기율표에서 주어진 화학 원소의 상대 원자 질량은 주어진 원소의 동위 원소의 자연 혼합물의 원자 질량의 평균값으로, 자연의 상대적 존재비를 고려하여 원자 질량은 꽤 자주 분수입니다. 예를 들어 천연 염소 원자는 $35$(자연에는 $75%$가 있음)와 $37$($25%$가 있음)의 두 가지 동위원소의 혼합물입니다. 따라서 염소의 상대 원자 질량은 $35.5$입니다. 염소의 동위 원소는 다음과 같이 작성됩니다.
$↖(35)↙(17)(Cl)$ 및 $↖(37)↙(17)(Cl)$
염소 동위 원소의 화학적 특성은 칼륨, 아르곤과 같은 대부분의 화학 원소의 동위 원소와 정확히 동일합니다.
$↖(39)↙(19)(K)$ 및 $↖(40)↙(19)(K)$, $↖(39)↙(18)(Ar)$ 및 $↖(40)↙(18 )(아르)$
그러나 수소 동위 원소는 상대적인 원자 질량의 급격한 증가로 인해 특성이 크게 다릅니다. 그들은 심지어 개별적인 이름과 화학적 기호를 부여받았다: protium - $↖(1)↙(1)(H)$; 중수소 - $↖(2)↙(1)(H)$ 또는 $↖(2)↙(1)(D)$; 삼중수소 - $↖(3)↙(1)(H)$ 또는 $↖(3)↙(1)(T)$.
이제 화학 원소에 대한 현대적이고 보다 엄격하며 과학적인 정의를 내릴 수 있습니다.
화학 원소는 동일한 핵 전하를 가진 원자의 집합입니다.
처음 네 기간의 요소 원자의 전자 껍질 구조
D. I. Mendeleev 시스템의 기간에 따라 요소 원자의 전자 구성 매핑을 고려하십시오.
첫 번째 기간의 요소.
원자의 전자 구조 구조는 전자 층(에너지 준위)에 대한 전자의 분포를 보여줍니다.
원자의 전자식은 에너지 준위와 하위 준위에서 전자의 분포를 보여줍니다.
원자의 그래픽 전자 공식은 수준과 하위 수준뿐만 아니라 궤도에서도 전자의 분포를 보여줍니다.
헬륨 원자에서 첫 번째 전자층은 완전합니다. $2$ 전자가 있습니다.
수소와 헬륨은 $s$-요소이며, 이 원자는 전자로 채워진 $s$-오비탈을 가지고 있습니다.
두 번째 기간의 요소.
두 번째 기간의 모든 원소에 대해 첫 번째 전자층이 채워지고 전자는 최소 에너지의 원리에 따라 두 번째 전자층의 $s-$ 및 $p$ 오비탈을 채웁니다. p$) 및 Pauli와 Hund의 규칙.
네온 원자에서 두 번째 전자층은 완전합니다. 여기에는 $8$ 전자가 있습니다.
세 번째 기간의 요소.
3주기 원소의 원자에 대해서는 1, 2차 전자층이 완성되어 3s-, 3p-, 3d-서브레벨을 전자가 점유할 수 있는 3차 전자층이 채워진다.
세 번째 기간의 요소 원자의 전자 껍질 구조.
$3.5$-전자 오비탈은 마그네슘 원자에서 완성됩니다. $Na$ 및 $Mg$는 $s$-요소입니다.
알루미늄 및 후속 원소의 경우 $3d$ 하위 수준은 전자로 채워집니다.
| $↙(18)(Ar)$ 아르곤 |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)s^2(3)p^6$ |  |
아르곤 원자에서 외부층(세 번째 전자층)에는 $8$ 전자가 있습니다. 외부 층이 완성됨에 따라 총 세 번째 전자 층에는 이미 알고 있듯이 18개의 전자가 있을 수 있습니다.
$Al$에서 $Ar$ - $p$까지의 모든 요소 -강요.
$s-$ 및 $r$ -강요형태 주요 하위 그룹주기율표에서.
네 번째 기간의 요소.
칼륨과 칼슘 원자는 네 번째 전자층을 가지고 있으며 $4s$ 하위 준위가 채워져 있습니다. $3d$ 하위 수준보다 에너지가 적습니다. 네 번째 기간의 요소 원자의 그래픽 전자 공식을 단순화하려면 다음을 수행하십시오.
- 다음과 같이 아르곤의 그래픽 전자 공식을 조건부로 표시합니다. $Ar$;
- 우리는 이러한 원자에 대해 채워지지 않은 하위 수준을 묘사하지 않을 것입니다.
$K, Ca$ - $s$ -강요,주요 하위 그룹에 포함됩니다. $Sc$에서 $Zn$까지의 원자의 경우 3d 하위 수준은 전자로 채워집니다. 이들은 $3d$ 요소입니다. 그들은에 포함되어 있습니다 측면 하위 그룹,그들의 사전 외부 전자층이 채워져 있습니다. 전환 요소.
크롬과 구리 원자의 전자 껍질 구조에 주목하십시오. 그 안에서 하나의 전자가 $4s-$에서 $3d$ 하위 수준으로 "떨어집니다". 이는 결과 $3d^5$ 및 $3d^(10)$ 전자 구성의 더 큰 에너지 안정성으로 설명됩니다.
$↙(24)(Cr)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(4) 4s^(2)…$ 
$↙(29)(Cu)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(9)4s^(2)…$ 
| 요소 기호, 일련 번호, 이름 | 전자 구조의 다이어그램 | 전자식 | 그래픽 전자 공식 |
| $↙(19)(K)$ 칼륨 |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$ | |
| $↙(20)(C)$ 칼슘 |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$ | |
| $↙(21)(Sc)$ 스칸듐 |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ 또는 $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$ |  |
| $↙(22)(Ti)$ 티타늄 |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ 또는 $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$ |  |
| $↙(23)(V)$ 바나듐 |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ 또는 $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$ |  |
| $↙(24)(크롬)$ 크롬 |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ 또는 $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$ |  |
| $↙(29)(Сu)$ 크롬 |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ 또는 $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$ |  |
| $↙(30)(Zn)$ 아연 |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ 또는 $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$ |  |
| $↙(31)(Ga)$ 갈륨 |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ 또는 $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$ |  |
| $↙(36)(KR)$ 크립톤 |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ 또는 $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$ |  |
아연 원자에서는 세 번째 전자층이 완성됩니다. 모든 $3s, 3p$ 및 $3d$ 하위 수준이 채워져 있으며 총 $18$의 전자가 있습니다.
아연 다음의 원소에서는 네 번째 전자층인 $4p$ 하위 준위가 계속 채워져 있습니다. $Ga$에서 $Kr$ - $r$까지의 요소 -강요.
크립톤 원자의 외부(4번째) 층이 완성되고 $8$의 전자가 있습니다. 그러나 네 번째 전자층에는 아시다시피 $32$의 전자가 있을 수 있습니다. 크립톤 원자는 아직 채워지지 않은 $4d-$ 및 $4f$ 하위 수준을 가지고 있습니다.
다섯 번째 기간의 요소는 $5s → 4d → 5р$의 순서로 하위 수준을 채우고 있습니다. 그리고 $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙( 46) Pd$, $↙(47)Ag$. $f$는 여섯 번째 및 일곱 번째 기간에 나타납니다. -강요, 즉. 세 번째 외부 전자층의 $4f-$ 및 $5f$ 하위 레벨이 각각 채워지는 요소.
$4f$ -강요~라고 불리는 란타나이드.
$5f$ -강요~라고 불리는 악티나이드
여섯 번째 기간의 요소 원자에서 전자 하위 수준을 채우는 순서: $↙(55)Cs$ 및 $↙(56)Ba$ - $6s$-요소; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-요소; $↙(58)Ce$ – $↙(71)Lu - 4f$-원소; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-요소; $↙(81)Т1$ – $↙(86)Rn - 6d$-요소. 그러나 여기에도 전자 오비탈을 채우는 순서를 위반하는 요소가 있습니다. $nf^7$ 및 $nf^(14)$.
전자가 마지막으로 채워지는 원자의 하위 수준에 따라 이미 이해한 대로 모든 요소는 네 개의 전자 계열 또는 블록으로 나뉩니다.
- $s$ -강요;원자의 외부 수준의 $s$-하위 수준은 전자로 채워져 있습니다. $s$-원소에는 수소, 헬륨 및 그룹 I 및 II의 주요 하위 그룹 요소가 포함됩니다.
- $r$ -강요;원자의 외부 수준의 $p$-하위 수준은 전자로 채워져 있습니다. $p$-요소는 그룹 III–VIII의 주요 하위 그룹 요소를 포함합니다.
- $d$ -강요;원자의 외부 준위의 $d$-하위 준위는 전자로 채워져 있습니다. $d$-요소는 그룹 I–VIII의 보조 하위 그룹의 요소를 포함합니다. $s-$ 및 $p-$요소 사이에 위치한 큰 기간의 인터칼레이션된 수십 년 요소. 그들은 또한 불린다 전환 요소;
- $에프$ -강요;$f-$외부 원자의 세 번째 수준의 하위 수준은 전자로 채워져 있습니다. 여기에는 란탄족 및 악티늄족이 포함됩니다.
원자의 전자 구성. 원자의 바닥 및 여기 상태
$1925$의 스위스 물리학자 W. Pauli는 원자는 하나의 오비탈에 최대 2개의 전자를 가질 수 있습니다.반대 방향(반평행) 스핀(영어에서 스핀들로 번역됨), 즉 가상 축을 중심으로 시계 방향 또는 반 시계 방향으로 전자가 회전하는 것과 같이 조건부로 상상할 수있는 속성을 가지고 있습니다. 이 원리를 파울리 원리.
오비탈에 전자가 1개 있으면 전자라고 한다. 페어링되지 않은, 둘이면 이 짝을 이룬 전자, 즉. 스핀이 반대인 전자.
그림은 에너지 수준을 하위 수준으로 나누는 다이어그램을 보여줍니다.
$s-$ 궤도 함수, 이미 알고 있듯이 구형입니다. 수소 원자 전자 $(n = 1)$는 이 오비탈에 위치하며 짝을 이루지 않습니다. 이에 따르면 그의 전자 공식, 또는 전자 구성, 다음과 같이 작성됩니다: $1s^1$. 전자 공식에서 에너지 레벨 번호는 $(1 ...) $ 문자 앞의 숫자로 표시되며, 라틴 문자는 하위 준위(오비탈의 종류)를 나타내며, 문자 우측 상단에 표기된 숫자(지수)는 하위 준위의 전자 수를 나타낸다.
동일한 $s-$오비탈에 두 쌍의 전자가 있는 헬륨 원자 He의 경우 이 공식은 $1s^2$입니다. 헬륨 원자의 전자 껍질은 완전하고 매우 안정적입니다. 헬륨은 희가스입니다. 두 번째 에너지 준위 $(n = 2)$에는 $s$ 1개와 $p$ 3개 등 4개의 오비탈이 있습니다. 2단계 $s$-오비탈 전자($2s$-오비탈)는 더 높은 에너지를 갖습니다. $1s$-오비탈 $(n = 2)$의 전자보다 핵에서 더 멀리 떨어져 있습니다. 일반적으로 $n$의 각 값에 대해 하나의 $s-$오비탈이 있지만 그에 상응하는 양의 전자 에너지가 있으므로 해당 직경이 $n$.$s-의 값으로 증가합니다. $Orbital 증가는 이미 알고 있듯이 구형입니다. 수소 원자 전자 $(n = 1)$는 이 오비탈에 위치하며 짝을 이루지 않습니다. 따라서 전자 공식 또는 전자 구성은 다음과 같이 작성됩니다. $1s^1$. 전자식에서 에너지 준위의 수는 $(1 ...) $ 문자 앞의 숫자로 표시하고, 하위 수준(궤도형)은 라틴 문자로 표시하며, 문자 오른쪽(지수)은 하위 수준의 전자 수를 나타냅니다.
동일한 $s-$오비탈에 두 쌍의 전자가 있는 헬륨 원자 $He$의 경우 이 공식은 $1s^2$입니다. 헬륨 원자의 전자 껍질은 완전하고 매우 안정적입니다. 헬륨은 희가스입니다. 두 번째 에너지 준위 $(n = 2)$에는 $s$ 1개와 $p$ 3개 등 4개의 오비탈이 있습니다. 두 번째 수준의 $s-$오비탈 전자($2s$-오비탈)는 더 높은 에너지를 갖습니다. $1s$-오비탈 $(n = 2)$의 전자보다 핵에서 더 멀리 떨어져 있습니다. 일반적으로 $n$의 각 값에 대해 하나의 $s-$오비탈이 있지만 그에 상응하는 양의 전자 에너지가 있으므로 $n$의 값이 증가함에 따라 해당 직경이 커집니다. 
$r-$ 궤도 함수아령 모양 또는 볼륨 8입니다. 3개의 $p$-오비탈은 모두 원자의 핵을 통해 그려진 공간 좌표를 따라 서로 수직으로 원자에 위치합니다. $n= 2$에서 시작하는 각 에너지 준위(전자층)에는 3개의 $p$-오비탈이 있다는 점을 다시 한 번 강조해야 합니다. $n$의 값이 증가함에 따라 전자는 핵에서 멀리 떨어져 있고 $x, y, z$ 축을 따라 향하는 $p$-오비탈을 차지합니다.
두 번째 기간 $(n = 2)$의 요소에 대해 첫 번째 $s$-오비탈이 채워진 다음 세 개의 $p$-오비탈이 채워집니다. 전자 공식 $Li: 1s^(2)2s^(1)$. $2s^1$ 전자는 원자핵에 덜 결합되어 있으므로 리튬 원자는 이를 쉽게 내보낼 수 있습니다(이 과정을 산화라고 합니다). 리튬 이온 $Li^+$로 변합니다.
베릴륨 원자 Be에서 네 번째 전자도 $2s$ 궤도: $1s^(2)2s^(2)$에 배치됩니다. 베릴륨 원자의 두 개의 외부 전자는 쉽게 분리됩니다. $B^0$는 $Be^(2+)$ 양이온으로 산화됩니다.
붕소 원자의 다섯 번째 전자는 $2p$-궤도를 차지합니다: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$. 다음으로, $C, N, O, F$ 원자의 $2p$-오비탈이 채워지고 네온 비활성 가스 $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$로 끝납니다.
세 번째 기간의 요소에 대해 $3s-$ 및 $3p$-오비탈이 각각 채워집니다. 세 번째 수준의 5개의 $d$-오비탈은 무료입니다.
$↙(11)Na 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,
$↙(17)Cl 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(5)$,
$↙(18)Ar 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)$.
때로는 원자의 전자 분포를 나타내는 다이어그램에서 각 에너지 수준의 전자 수만 표시됩니다. 예를 들어 위의 전체 전자 공식과 달리 화학 원소 원자의 약식 전자 공식을 작성하십시오.
$↙(11)Na 2, 8, 1;$ $↙(17)Cl 2, 8, 7;$ $↙(18)Ar 2, 8, 8$.
주기가 큰 원소(4번째와 5번째)의 경우, 처음 두 전자는 각각 $4s-$와 $5s$-오비탈을 차지합니다: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2 , 8, 18, 8, 2$. 각각의 세 번째 요소부터 시작 장기간, 다음 10개의 전자는 각각 이전 $3d-$ 및 $4d-$ 오비탈로 이동합니다(측면 하위 그룹의 요소에 대해): $↙(23)V 2, 8, 11, 2;$ $↙(26) Fr 2, 8, 14, 2;$ $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙(43)Tc 2, 8, 18, 13, 2$. 일반적으로 이전 $d$ 하위 수준이 채워지면 외부(각각 $4p-$ 및 $5p-$) $p-$ 하위 수준이 채워지기 시작합니다. $↙(33)As 2, 8, 18, 5;$ $ ↙(52)Te 2, 8, 18, 18, 6$.
큰 주기의 요소(6번째 및 불완전한 7번째)의 경우 전자 레벨과 하위 레벨은 일반적으로 다음과 같이 전자로 채워집니다. 처음 두 전자는 외부 $s-$하위 레벨: $↙(56)Ba 2, 8 , 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1$; $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ 및 $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2$.
그런 다음 다음 $14$ 전자는 외부에서 세 번째 에너지 준위인 $4f$ 및 $5f$ 오비탈인 란토나이드 및 악티나이드 각각에 들어갈 것입니다. $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2 ;$ $↙(92 )U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2$.
그런 다음 외부에서 두 번째 에너지 수준($d$-하위 수준)은 측면 하위 그룹의 요소에 대해 다시 구축되기 시작합니다. $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙( 104)Rf 2, 8, 18, 32, 32, 10, 2$. 그리고 마지막으로 $d$ 하위 수준이 10개의 전자로 완전히 채워진 후에야 $p$ 하위 수준이 $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$로 다시 채워집니다.
종종 원자의 전자 껍질 구조는 에너지 또는 양자 셀을 사용하여 묘사됩니다. 그래픽 전자 수식. 이 기록에는 다음 표기법이 사용됩니다. 각 양자 셀은 하나의 궤도에 해당하는 셀로 표시됩니다. 각 전자는 스핀 방향에 해당하는 화살표로 표시됩니다. 그래픽 전자 수식을 작성할 때 두 가지 규칙을 기억해야 합니다. 파울리 원리, 이에 따르면 셀(오비탈)은 2개 이하의 전자를 가질 수 있지만 반평행 스핀을 가지며, F.훈트의 법칙, 전자가 한 번에 하나씩 자유 셀을 차지하고 동시에 동일한 스핀 값을 가지며 그 다음에만 쌍을 이루지 만 Pauli 원리에 따르면 스핀은 이미 반대 방향으로 향합니다.
6.6. 크롬, 구리 및 기타 원소 원자의 전자 구조 특징
부록 4를 자세히 살펴보면 일부 원소의 원자에 대해 궤도를 전자로 채우는 순서가 위반되었음을 알 수 있습니다. 때때로 이러한 위반을 "예외"라고 부르지만 이것은 사실이 아닙니다. 자연법칙에는 예외가 없습니다!
이러한 위반이 있는 첫 번째 요소는 크롬입니다. 전자 구조를 더 자세히 살펴보겠습니다(그림 6.16 ㅏ). 크롬 원자는 4 에스-하위 수준은 예상대로 2개가 아니라 하나의 전자입니다. 그러나 3 디- 하위 수준 5개의 전자, 그러나 이 하위 수준은 4 이후에 채워집니다. 에스-하위 수준(그림 6.4 참조). 왜 이런 일이 발생하는지 이해하기 위해 전자 구름이 무엇인지 살펴보겠습니다. 디이 원자의 하위 수준.
5개 각각 3개 디-이 경우 구름은 하나의 전자에 의해 형성됩니다. 이 장의 § 4에서 이미 알고 있듯이 이 다섯 전자의 공통 전자 구름은 구형이거나 구형 대칭입니다. 서로 다른 방향의 전자 밀도 분포의 특성상 1과 유사합니다. 에스-EO. 전자가 그러한 구름을 형성하는 하위 수준의 에너지는 덜 대칭적인 구름의 경우보다 낮은 것으로 밝혀졌습니다. 안에 이 경우궤도 에너지 3 디-하위 수준은 에너지 4와 같습니다. 에스-궤도. 예를 들어 여섯 번째 전자가 나타날 때와 같이 대칭성이 깨지면 오비탈의 에너지는 3이 된다. 디-하위 레벨은 다시 에너지 4 이상이 됩니다. 에스-궤도. 따라서 망간 원자는 다시 4에 대한 두 번째 전자를 갖습니다. 에스-AO.
구면 대칭에는 전자가 절반과 완전히 채워진 모든 하위 수준의 공통 클라우드가 있습니다. 이러한 경우 에너지 감소는 일반적인 특성이며 하위 수준이 전자로 절반 또는 완전히 채워져 있는지 여부에 의존하지 않습니다. 그렇다면 우리는 아홉 번째가 마지막으로 "오는"전자 껍질에서 원자의 다음 위반을 찾아야합니다. 디-전자. 실제로 구리 원자는 3 디-하위 수준 10 전자 및 4 에스- 하위 수준은 하나뿐입니다(그림 6.16 비).
완전히 또는 반만 채워진 하위 수준의 오비탈 에너지 감소는 몇 가지 중요한 화학 현상의 원인이며, 그 중 일부는 익숙해질 것입니다.
6.7. 외부 및 원자가 전자, 궤도 및 하위 수준
화학에서는 다양한 물질의 일부인 거의 모든 원자가 화학 결합을 형성하기 때문에 일반적으로 고립 된 원자의 특성은 연구되지 않습니다. 화학 결합은 원자의 전자 껍질이 상호 작용하는 동안 형성됩니다. 모든 원자(수소 제외)에 대해 모든 전자가 화학 결합 형성에 참여하는 것은 아닙니다. 육. 이러한 "활성" 전자를 원자가 전자.
때때로 원자가 전자는 다음과 혼동됩니다. 외부전자, 그러나 그들은 같은 것이 아닙니다.
외부 전자의 전자 구름은 최대 반경(및 주양자수의 최대값)을 갖습니다.
원자가 서로 접근할 때 이 전자에 의해 형성된 전자 구름이 가장 먼저 접촉하기 때문에 맨 처음 결합 형성에 참여하는 것은 외부 전자입니다. 그러나 그들과 함께 전자의 일부도 결합 형성에 참여할 수 있습니다. 사전 외부(끝에서 두 번째) 층, 그러나 외부 전자의 에너지와 크게 다르지 않은 에너지를 가진 경우에만 가능합니다. 원자의 전자와 다른 전자는 모두 원자가입니다. (란탄족과 악티늄족에서 일부 "외부 외부" 전자도 원자가임)
원자가 전자의 에너지는 원자의 다른 전자의 에너지보다 훨씬 크며 원자가 전자는 서로 에너지가 훨씬 적습니다.
외부 전자는 원자가 화학 결합을 형성할 수 있는 경우에만 항상 원자가입니다. 따라서 헬륨 원자의 두 전자는 모두 외부에 있지만 헬륨 원자는 화학 결합을 전혀 형성하지 않기 때문에 원자가라고 할 수 없습니다.
원자가 전자가 차지하는 원자가 궤도, 차례로 양식 원자가 하위 수준.
예를 들어, 전자 구성이 그림 1에 표시된 철 원자를 고려하십시오. 6.17. 철 원자의 전자 중 최대 주양자수( N= 4) 4가 두 개뿐이다 에스-전자. 따라서 그들은 이 원자의 외부 전자입니다. 철 원자의 외부 오비탈은 모두 다음과 같은 오비탈입니다. N= 4이고, 외부 하위 수준은 이러한 오비탈에 의해 형성된 모든 하위 수준, 즉 4입니다. 에스-,
4피-, 4디- 그리고 4 에프-EPU.
외부 전자는 항상 원자가이므로 4 에스-철 원자의 전자는 원자가 전자입니다. 그리고 그렇다면 3 디-에너지가 약간 더 높은 전자도 원자가가 됩니다. 철 원자의 외부 수준에서 채워진 4 외에 에스-AO 아직 무료 4가 있습니다 피-, 4디- 그리고 4 에프-AO. 모두 외부에 있지만 원자가는 4개뿐입니다. 아르 자형-AO, 나머지 오비탈의 에너지가 훨씬 더 높고 이러한 오비탈에서 전자의 출현은 철 원자에 유익하지 않기 때문입니다.
그래서 철 원자
외부 전자 레벨 - 네 번째,
외부 하위 수준 - 4 에스-, 4피-, 4디- 그리고 4 에프-EPU,
외부 궤도 - 4 에스-, 4피-, 4디- 그리고 4 에프-AO,
외부 전자 - 2 4 에스-전자(4 에스 2),
외부 전자층은 네 번째이고,
외부 전자 구름 - 4 에스-EO
원자가 하위 수준 - 4 에스-, 4피-, 그리고 3 디-EPU,
원자가 궤도 - 4 에스-, 4피-, 그리고 3 디-AO,
원자가 전자 - 2 4 에스-전자(4 에스 2) 및 6 3 디-전자(3 디 6).
원자가 하위 수준은 부분적으로 또는 완전히 전자로 채워질 수 있거나 전혀 자유로울 수 있습니다. 핵의 전하가 증가하면 모든 하위 수준의 에너지 값이 감소하지만 전자의 상호 작용으로 인해 다른 하위 수준의 에너지는 다른 "속도"로 감소합니다. 가득 찬 에너지 디- 그리고 에프-하위 레벨은 너무 많이 감소하여 원자가가 아닙니다.
예를 들어, 티타늄과 비소의 원자를 고려하십시오(그림 6.18).
티타늄 원자 3의 경우 디-EPU는 부분적으로만 전자로 채워져 있으며 에너지는 4보다 큽니다. 에스-EPU 및 3 디-전자는 원자가입니다. 비소 원자 3에서 디-EPU는 전자로 완전히 채워져 있으며 에너지는 에너지 4보다 훨씬 적습니다. 에스-EPU, 따라서 3 디-전자는 원자가가 아닙니다.
이 예에서 우리는 분석했습니다. 원자가 전자 구성티타늄 및 비소 원자.
원자의 원자가 전자 구성은 다음과 같이 묘사됩니다. 원자가 전자 공식, 또는 형식 원자가 하위 수준의 에너지 다이어그램.
원자가 전자, 외부 전자, 원자가 EPU, 원자가 AO, 원자의 원자가 전자 구성, 원자가 전자 공식, 원자가 하위 다이어그램.
1. 당신이 편집한 에너지 다이어그램과 원자 Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar의 전체 전자 공식에서 외부 및 원자가 전자를 나타냅니다. 이 원자의 원자가 전자 공식을 작성하십시오. 에너지 다이어그램에서 원자가 하위 수준의 에너지 다이어그램에 해당하는 부분을 강조 표시합니다.
2. 원자의 전자 배열 사이에 공통적인 것 a) Li와 Na, B와 Al, O와 S, Ne와 Ar; b) Zn 및 Mg, Sc 및 Al, Cr 및 S, Ti 및 Si; c) H 및 He, Li 및 O, K 및 Kr, Sc 및 Ga. 그들의 차이점은 무엇입니까
3. a) 수소, 헬륨 및 리튬, b) 질소, 나트륨 및 황, c) 칼륨, 코발트 및 게르마늄의 각 원소 원자의 전자 껍질에 몇 개의 원자가 하위 수준이 있습니까?
4. a) 붕소, b) 불소, c) 나트륨 원자에 완전히 채워진 원자가 궤도함수는 몇 개입니까?
5. 원자가 a) 붕소, b) 불소, c) 철을 갖는 홀전자를 가진 오비탈 수
6. 망간 원자에는 몇 개의 자유 외부 궤도가 있습니까? 무료 원자가는 몇 개입니까?
7. 다음 수업을 위해 20mm 너비의 종이 조각을 준비하고 셀(20 × 20mm)로 나누고 이 스트립에 자연적인 일련의 요소를 적용합니다(수소에서 마이트네륨까지).
8. 그림과 같이 각 셀에 요소 기호, 일련 번호 및 원자가 전자 공식을 배치하십시오. 6.19(부록 4 사용).
6.8. 전자 껍질의 구조에 따른 원자의 체계화
화학 원소의 체계화는 자연 계열의 원소를 기반으로 합니다.
그리고 전자껍질의 유사성 원리그들의 원자.
당신은 이미 화학 원소의 자연적인 범위에 익숙합니다. 이제 전자 껍질의 유사성 원리에 대해 알아 봅시다.
NRE에서 원자의 원자가 전자 공식을 고려하면 일부 원자의 경우 주요 양자 수의 값만 다르다는 것을 쉽게 알 수 있습니다. 예를 들어, 1 에스수소용 1개, 2개 에스리튬용 1개, 3개 에스나트륨 등의 경우 1개 또는 2개 에스 2 2피불소의 경우 5, 3 에스 2 3피염소의 경우 5, 4 에스 2 4피브롬 등의 경우 5. 이것은 그러한 원자의 원자가 전자 구름의 외부 영역이 모양이 매우 유사하고 크기 (물론 전자 밀도) 만 다르다는 것을 의미합니다. 그렇다면 그러한 원자의 전자 구름과 해당 원자가 구성을 호출 할 수 있습니다. 비슷한. 유사한 전자 구성을 가진 다른 원소의 원자에 대해 다음과 같이 쓸 수 있습니다. 공통 원자가 전자 공식: NS첫 번째 경우 1 및 NS 2 np두 번째로 5. 자연적인 일련의 원소를 따라 이동하면 유사한 원자가 구성을 가진 다른 원자 그룹을 찾을 수 있습니다.
따라서, 자연적인 일련의 원소에서 유사한 원자가 전자 구성을 가진 원자가 정기적으로 발생합니다..
이것이 전자 껍질의 유사성의 원리입니다.
이 규칙성의 형태를 밝혀보도록 합시다. 이를 위해 귀하가 만든 자연스러운 일련의 요소를 사용합니다.
NRE는 원자가 전자 공식이 1인 수소로 시작합니다. 에스 1 . 유사한 원자가 구성을 찾기 위해 공통 원자가 전자 공식을 사용하여 요소 앞의 자연 계열 요소를 잘라냅니다. NS 1 (즉, 리튬 이전, 나트륨 이전 등). 우리는 요소의 소위 "마침표"를 받았습니다. 결과 "기간"을 추가하여 테이블 행이 되도록 합시다(그림 6.20 참조). 결과적으로 표의 처음 두 열의 원자만 이러한 전자 구성을 갖게 됩니다.
테이블의 다른 열에서 원자가 전자 구성의 유사성을 달성하도록 노력합시다. 이를 위해 6주기와 7주기에서 숫자 58 - 71 및 90 -103의 요소를 잘라냅니다(4개 에프- 그리고 5 에프-sublevels) 테이블 아래에 배치합니다. 나머지 요소의 기호는 그림과 같이 수평으로 이동됩니다. 그 후, 테이블의 같은 열에 있는 원소의 원자는 일반적인 원자가 전자 공식으로 표현할 수 있는 유사한 원자가 구성을 갖게 됩니다. NS 1 , NS 2 , NS 2 (N–1)디 1 , NS 2 (N–1)디 2등까지 NS 2 np 6. 일반적인 원자가 공식과의 모든 편차는 크롬과 구리의 경우와 동일한 이유로 설명됩니다(단락 6.6 참조).
보시다시피 NRE를 사용하고 전자 껍질의 유사성 원리를 적용하여 화학 원소를 체계화했습니다. 이러한 화학 원소 시스템을 호출합니다. 자연스러운, 그것은 전적으로 자연의 법칙에 근거하기 때문입니다. 우리가 받은 표(그림 6.21)는 요소의 자연 시스템을 그래픽으로 묘사하는 방법 중 하나이며 화학 원소의 장기 표.
전자 껍질의 유사성 원리, 화학 원소의 자연 시스템("주기" 시스템), 화학 원소 표.
6.9. 화학 원소의 장기 테이블
화학 원소의 장주기 테이블의 구조에 대해 더 자세히 알아 봅시다.
이미 알고 있듯이 이 테이블의 행을 요소의 "마침표"라고 합니다. 기간은 1에서 7까지 아라비아 숫자로 번호가 매겨집니다. 첫 번째 기간에는 두 개의 요소만 있습니다. 각각 8개의 요소를 포함하는 두 번째 및 세 번째 기간을 호출합니다. 짧은미문. 각각 18개의 요소를 포함하는 네 번째 및 다섯 번째 기간을 호출합니다. 긴미문. 각각 32개의 요소를 포함하는 여섯 번째 및 일곱 번째 기간을 호출합니다. 매우 긴미문.
이 테이블의 열은 여러 떼강요. 그룹 번호는 라틴 문자 A 또는 B와 함께 로마 숫자로 표시됩니다.
일부 그룹의 요소에는 고유한 공통(그룹) 이름이 있습니다. IA 그룹의 요소(Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) - 알칼리성 원소(또는 알칼리 금속 원소); IIA족 원소(Ca, Sr, Ba 및 Ra) - 알칼리토 원소(또는 알칼리 토금속 원소)("알칼리 금속" 및 알칼리 토금속"의 명칭은 각 원소에 의해 형성된 단순 물질을 말하며 원소 그룹의 이름으로 사용해서는 안 됨), VIA족 원소(O, S, Se, Te, Po) - 칼코겐, VIIA 족 원소 (F, Cl, Br, I, At) – 할로겐, VIIIA족 원소(He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) – 희가스 원소.(전통적인 이름인 "비활성 가스"는 단순 물질에도 적용됩니다.)
일반적으로 일련 번호 58 - 71(Ce - Lu)로 테이블의 하단에 배치된 요소를 호출합니다. 란탄계열("다음 란탄") 및 일련 번호가 90 - 103(Th - Lr)인 요소 - 악티늄족("다음 악티늄"). 란타넘족과 악티늄족이 NRE에서 잘리지 않고 매우 긴 기간 동안 제자리에 남아 있는 장기표의 변형이 있습니다. 이 테이블은 때때로 호출됩니다. 매우 긴 기간.
장주기표는 4가지로 나뉜다. 차단하다(또는 섹션).
s-블록공통 원자가 전자 공식을 가진 IA 및 IIA 그룹의 요소를 포함합니다. NS 1과 NS 2
(s-요소).
p-블록에서 공통 원자가 전자 공식을 가진 그룹 IIIA에서 VIIIA까지의 요소를 포함합니다. NS 2 np 1 ~ NS 2 np 6 (p-요소).
d 블록공통 원자가 전자 공식을 가진 IIIB에서 IIB 그룹까지의 요소를 포함합니다. NS 2 (N–1)디 1 ~ NS 2 (N–1)디 10 (d-요소).
f-블록란탄족 및 악티늄족을 포함한다( f-요소).
강요 에스- 그리고 피- 블록은 A 그룹을 형성하고 요소 디-block - 화학 원소 시스템의 B 그룹. 모두 에프-요소는 그룹 IIIB에 공식적으로 포함됩니다.
첫 번째 기간의 요소인 수소와 헬륨은 다음과 같습니다. 에스-요소이며 IA 및 IIA 그룹에 배치할 수 있습니다. 그러나 헬륨은 그 특성과 완전히 일치하는 기간이 끝나는 원소로 VIIIA 족에 더 자주 배치됩니다 (이 족의 원소로 형성된 다른 모든 단순 물질과 마찬가지로 헬륨은 희가스입니다). 수소는 그 성질이 알칼리성 원소보다 할로겐에 훨씬 더 가깝기 때문에 종종 VIIA족에 속합니다.
시스템의 각 기간은 원자의 원자가 구성을 갖는 요소로 시작합니다. NS 1 , 다음 전자층의 형성이 시작되고 원자의 원자가 구성을 가진 요소로 끝나는 것은 이러한 원자에서이기 때문입니다. NS 2 np 6 (첫 번째 기간 제외). 이를 통해 각 주기의 원자에서 전자로 채워진 에너지 다이어그램의 하위 수준 그룹을 쉽게 식별할 수 있습니다(그림 6.22). 그림 6.4에서 만든 복사본에 표시된 모든 하위 수준에 대해 이 작업을 수행합니다. 그림 6.22에 강조 표시된 하위 수준(완전히 채워진 디- 그리고 에프-sublevels)는 주어진 기간의 모든 요소의 원자에 대한 원자가입니다.
시대의 모습 에스-, 피-, 디- 또는 에프-요소는 채우기 순서와 완전히 일치합니다. 에스-, 피-, 디- 또는 에프- 전자의 하위 수준. 요소 시스템의 이 기능을 사용하면 주어진 요소를 포함하는 기간과 그룹을 알면 원자가 전자 공식을 즉시 기록할 수 있습니다.
화학 원소, 블록, 주기, 그룹, 알칼리성 원소, 알칼리성 지구 원소, 칼코겐, 할로겐, 희가스 원소, 란타노이드, 악티노이드의 장기 주기표.
a) IVA 및 IVB 그룹, b) IIIA 및 VIIB 그룹의 원자 원자의 일반적인 원자가 전자 공식을 작성하십시오.
2. A족과 B족 원소 원자의 전자배치 사이에 공통적인 것은 무엇인가? 그들은 어떻게 다릅니 까?
3. a)에 몇 개의 요소 그룹이 포함되어 있습니까? 에스-블락 비) 아르 자형-블록, c) 디-차단하다?
4. 하위 준위의 에너지를 증가시키는 방향으로 그림 30을 계속 진행하고 4, 5, 6주기에서 전자로 채워진 하위 준위 그룹을 선택합니다.
5. 원자 a) 칼슘, b) 인, c) 티타늄, d) 염소, e) 나트륨의 원자가 하위 수준을 나열하십시오. 6. s-, p- 및 d-요소가 서로 어떻게 다른지 공식화합니다.
7. 어떤 원소에 속하는 원자가 이 원자의 질량이 아니라 핵의 양성자 수에 의해 결정되는 이유를 설명하십시오.
8. 리튬, 알루미늄, 스트론튬, 셀레늄, 철 및 납의 원자에 대해 원자가를 만들고 전자 공식을 완성하고 축약하여 원자가 하위 수준의 에너지 다이어그램을 그립니다. 9. 원소가 다음 원자가 전자식에 해당하는 원자: 3 에스 1 , 4에스 1 3디 1, 2초 2 2 피 6 , 5에스 2 5피 2 , 5에스 2 4디 2 ?
6.10. 원자의 전자식의 종류. 컴파일 알고리즘
다른 목적을 위해 우리는 원자의 전체 구성 또는 원자가 구성을 알아야 합니다. 이러한 각 전자 구성은 공식과 에너지 다이어그램으로 나타낼 수 있습니다. 그건, 원자의 완전한 전자 구성표현 원자의 완전한 전자 공식, 또는 원자의 전체 에너지 다이어그램. 차례로, 원자의 원자가 전자 구성표현 원자가(또는 종종 " 짧은 ") 원자의 전자 공식, 또는 원자의 원자가 하위 수준 다이어그램(그림 6.23).
이전에는 원소의 서수를 사용하여 원자의 전자 공식을 만들었습니다. 동시에 에너지 다이어그램에 따라 하위 레벨을 전자로 채우는 순서를 결정했습니다. 1 에스, 2에스,
2피, 3에스, 3피, 4에스, 3디, 4피, 5에스, 4디, 5피,
6에스, 4에프, 5디, 6피, 7에스등등. 그리고 전체 전자식을 적어야만 원자가 공식도 쓸 수 있습니다.
기간 그룹 좌표에 따라 화학 원소 시스템에서 원소의 위치를 기반으로 가장 자주 사용되는 원자의 원자가 전자 공식을 작성하는 것이 더 편리합니다.
이것이 요소에 대해 어떻게 수행되는지 자세히 살펴 보겠습니다. 에스-, 피- 그리고 디-블록.
요소의 경우 에스-원자의 블록 원자가 전자 공식은 세 개의 기호로 구성됩니다. 일반적으로 다음과 같이 작성할 수 있습니다.
첫 번째(대형 셀 대신)에는 주기 수가 있습니다(이러한 주요 양자 수와 동일). 에스-전자) 및 세 번째 (위 첨자) - 그룹의 수 (가전자의 수와 동일). 마그네슘 원자(3주기, IIA족)를 예로 들면 다음과 같습니다.
요소의 경우 피-원자의 블록 원자가 전자 공식은 6개의 문자로 구성됩니다.
여기서 큰 세포 대신에 주기 번호도 붙인다(이것들의 주양자수와 동일) 에스- 그리고 피-전자), 그룹 번호(가전자의 수와 같음)는 위첨자의 합과 같습니다. 산소 원자(두 번째 기간, VIA 그룹)의 경우 다음을 얻습니다.
2에스 2 2피 4 .
대부분의 원소의 원자가 전자 공식 디블록은 다음과 같이 작성할 수 있습니다.
이전의 경우와 마찬가지로 여기에서도 첫 번째 셀 대신 주기 번호를 넣습니다(이들의 주요 양자 수와 동일). 에스-전자). 두 번째 셀의 숫자는 하나 적은 것으로 밝혀졌습니다. 디-전자. 여기서 그룹 번호도 인덱스의 합과 같습니다. 예를 들어 티타늄의 원자가 전자 공식(4주기, IVB 그룹): 4 에스 2 3디 2 .
그룹 번호는 인덱스의 합과 VIB 그룹의 요소에 대해 동일하지만 기억하는 것처럼 원자가에 있습니다. 에스- 하위 수준에는 전자가 하나만 있으며 일반 원자가 전자 공식 NS 1 (N–1)디 5 . 따라서 예를 들어 몰리브덴(5주기)의 원자가 전자 공식은 5입니다. 에스 1 4디 5 .
또한 IB 그룹의 모든 원소, 예를 들어 금(6주기)>–>6의 원자가 전자 공식을 쉽게 만들 수 있습니다. 에스 1 5디 10 , 하지만 이 경우에는 다음을 기억해야 합니다. 디-이 그룹의 원소 원자의 전자는 여전히 원자가로 남아 있으며 그 중 일부는 화학 결합 형성에 참여할 수 있습니다.
IIB족 원소 원자의 일반적인 원자가 전자 공식은 다음과 같습니다. NS 2 (N – 1)디 10 . 따라서 예를 들어 아연 원자의 원자가 전자 공식은 4입니다. 에스 2 3디 10 .
일반 규칙첫 번째 트라이어드(Fe, Co 및 Ni) 원소의 원자가 전자 공식도 준수합니다. VIIIB족 원소인 철은 원자가 전자 공식이 4입니다. 에스 2 3디 6. 코발트 원자에는 하나가 있습니다. 디-전자 더보기(4 에스 2 3디 7) 니켈 원자는 2개(4 에스 2 3디 8).
원자가 전자 공식을 작성하기 위해 이러한 규칙만을 사용하여 일부 원자의 전자 공식을 구성하는 것은 불가능합니다. 디-원소 (Nb, Ru, Rh, Pd, Ir, Pt)는 고도로 대칭적인 전자 껍질 경향으로 인해 원자가 하위 수준을 전자로 채우는 데 몇 가지 추가 기능이 있습니다.
원자가 전자 공식을 알면 원자의 완전한 전자 공식을 작성할 수도 있습니다(아래 참조).
종종 번거로운 전체 전자 공식 대신에 적어 둡니다. 약식 전자 공식원자. 전자 공식으로 컴파일하기 위해 원자가를 제외한 원자의 모든 전자가 선택되고 해당 기호는 대괄호 안에 배치되며 전자 공식의 일부는 이전 요소의 마지막 요소 원자의 전자 공식에 해당합니다. 마침표(비활성 기체를 형성하는 원소)는 이 원자의 기호로 대체됩니다.
다양한 유형의 전자 공식의 예가 표 14에 나와 있습니다.
표 14 원자의 전자식의 예
전자 공식 |
|||
축약된 |
원자가 |
||
1에스 2 2에스 2 2피 3 |
2에스 2 2피 3 |
2에스 2 2피 3 |
|
1에스 2 2에스 2 2피 6 3에스 2 3피 5 |
3에스 2 3피 5 |
3에스 2 3피 5 |
|
1에스 2 2에스 2 2피 6 3에스 2 3피 6 4에스 2 3디 5 |
4에스 2 3디 5 |
4에스 2 3디 5 |
|
1에스 2 2에스 2 2피 6 3에스 2 3피 6 3디 10 4에스 2 4피 3 |
4에스 2 4피 3 |
4에스 2 4피 3 |
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1에스 2 2에스 2 2피 6 3에스 2 3피 6 3디 10 4에스 2 4피 6 |
4에스 2 4피 6 |
4에스 2 4피 6 |
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원자의 전자 공식을 컴파일하는 알고리즘(요오드 원자의 예)
№ |
작업 |
결과 |
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원소표에서 원자의 좌표를 결정하십시오. |
기간 5, 그룹 VIIA |
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원자가 전자 공식을 작성하십시오. |
5에스 2 5피 5 |
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하위 수준을 채우는 순서대로 내부 전자의 기호를 추가합니다. |
1에스 2 2에스 2 2피 6 3에스 2 3피 6 4에스 2 3디 10 4피 6 5에스 2 4디 10 5피 5 |
||
완전히 채워진 에너지의 감소를 고려하여 디- 그리고 에프- 하위 수준, 전체 전자 공식을 적어 둡니다. |
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원자가 전자에 라벨을 붙입니다. |
1에스 2 2에스 2 2피 6 3에스 2 3피 6 3디 10 4에스 2 4피 6 4디 10 5에스 2 5피 5 |
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앞선 비활성 기체 원자의 전자 구성을 선택하십시오. |
|||
모두 대괄호로 결합하여 약식 전자 공식을 작성하십시오. 비유가전자. |
5에스 2 5피 5 |
노트
1. 두 번째 및 세 번째 기간의 요소에 대해 세 번째 작업(네 번째 없이)은 즉시 완전한 전자 공식으로 이어집니다.
2. (N – 1)디 10 - 전자는 IB 족 원소의 원자가에 남아 있습니다.
완전한 전자 공식, 원자가 전자 공식, 줄여서 전자 공식, 원자의 전자 공식을 구성하는 알고리즘.
1. 원소의 원자의 원자가 전자식을 구성하라 a) 세 번째 A족의 두 번째 주기, b) 두 번째 A족의 세 번째 주기, c) 네 번째 A족의 네 번째 주기.
2. 마그네슘, 인, 칼륨, 철, 브롬 및 아르곤 원자의 약식 전자 공식을 만드십시오.
6.11. 화학 원소의 짧은 기간 테이블
자연적인 요소 시스템이 발견된 이후 100년이 넘는 시간 동안 이 시스템을 그래픽으로 반영하는 수백 개의 가장 다양한 테이블이 제안되었습니다. 이 중 장기 테이블 외에도 D. I. Mendeleev의 소위 단기 테이블이 가장 널리 사용됩니다. IB 그룹의 요소 앞에서 4, 5, 6, 7주기를 잘라내어 따로 이동하고 결과 행을 우리와 같은 방식으로 추가하면 장기 테이블에서 단기 테이블을 얻습니다. 전에 마침표를 추가했습니다. 결과는 그림 6.24에 나와 있습니다.
란타넘족과 악티늄족도 여기에서 기본 테이블 아래에 배치됩니다.
안에 여러 떼이 테이블에는 원자가 있는 요소가 포함되어 있습니다. 같은 수의 원자가 전자이 전자가 어떤 궤도에 있든 상관 없습니다. 그래서 원소 염소(비금속을 형성하는 대표적인 원소; 3 에스 2 3피 5) 및 망간(금속 형성 원소; 4 에스 2 3디 5) 전자 껍질의 유사성을 갖지 않고 여기서는 동일한 일곱 번째 그룹에 속합니다. 이러한 요소를 구분할 필요가 있으므로 그룹으로 구분해야 합니다. 하위 그룹: 기본- 장기표의 A군 유사체 및 부작용 B 그룹의 유사체입니다. 그림 34에서 주 하위 그룹의 요소 기호는 왼쪽으로 이동하고 보조 하위 그룹의 요소 기호는 오른쪽으로 이동합니다.
사실, 원자의 원자가 능력을 주로 결정하는 것은 원자가 전자의 수이기 때문에 테이블의 이러한 요소 배열에도 장점이 있습니다.
장주기표는 원자의 전자 구조 패턴, 특성의 유사성 및 패턴 변화를 반영합니다. 단순 물질원소 그룹에 의한 화합물, 원자를 특징 짓는 여러 물리량의 규칙적인 변화, 전체 원소 시스템에 걸친 단순 물질 및 화합물 등. 짧은 기간 테이블은 이 점에서 덜 편리합니다.
단기 테이블, 주요 하위 그룹, 보조 하위 그룹.
1. 자연 계열의 원소로 만든 장주기표를 단주기표로 변환합니다. 역변환을 수행합니다.
2. 짧은 주기표의 한 족 원소의 원자에 대한 일반적인 원자가 전자 공식을 만들 수 있습니까? 왜?
6.12. 원자 크기. 궤도 반경
.원자에는 명확한 경계가 없습니다. 고립된 원자의 크기는 얼마로 간주됩니까? 원자의 핵은 전자 껍질로 둘러싸여 있으며 전자 껍질은 전자 구름으로 구성됩니다. EO의 크기는 반지름으로 특징지어집니다. 아르 자형오. 외부 레이어의 모든 구름은 반경이 거의 같습니다. 따라서 원자의 크기는 이 반지름으로 특징지을 수 있습니다. 그것은이라고 원자의 궤도 반경(아르 자형 0).
원자의 궤도 반경 값은 부록 5에 나와 있습니다.
EO의 반지름은 핵의 전하와 이 구름을 형성하는 전자가 위치한 궤도에 따라 달라집니다. 결과적으로 원자의 궤도 반경도 이러한 동일한 특성에 따라 달라집니다.
수소와 헬륨 원자의 전자 껍질을 고려하십시오. 수소 원자와 헬륨 원자 모두에서 전자는 1에 위치합니다. 에스-AO, 그리고 이들 원자의 핵 전하가 동일하다면 그들의 구름은 같은 크기를 가질 것입니다. 그러나 헬륨 원자의 핵 전하는 수소 원자의 핵 전하의 두 배입니다. 쿨롱의 법칙에 따르면 헬륨 원자의 각 전자에 작용하는 인력은 수소 원자의 핵에 대한 전자 인력의 두 배입니다. 따라서 헬륨 원자의 반지름은 수소 원자의 반지름보다 훨씬 작아야 합니다. 사실입니다. 아르 자형 0 (그) / 아르 자형 0 (H) \u003d 0.291 E / 0.529 E 0.55.
리튬 원자는 2에 외부 전자를 가지고 있습니다. 에스-AO, 즉 두 번째 레이어의 클라우드를 형성합니다. 당연히 반지름이 커야 합니다. 정말: 아르 자형 0(Li) = 1.586E.
두 번째 기간의 나머지 원소의 원자는 외부 전자(및 2 에스, 2 피)는 동일한 두 번째 전자층에 배치되며 일련 번호가 증가함에 따라 이러한 원자의 핵 전하가 증가합니다. 전자는 핵에 더 강하게 끌리고 자연스럽게 원자의 반지름은 감소합니다. 다른 기간의 요소 원자에 대해 이러한 주장을 반복할 수 있지만 한 가지 설명이 있습니다. 궤도 반경은 각 하위 수준이 채워질 때만 단조롭게 감소합니다.
그러나 세부 사항을 무시하면 요소 시스템에서 원자 크기 변화의 일반적인 특성은 다음과 같습니다. 특정 기간의 일련 번호가 증가하면 원자의 궤도 반경이 감소하고 그룹에서 그들은 증가합니다. 가장 큰 원자는 세슘 원자이고 가장 작은 원자는 헬륨 원자이지만 화학 화합물을 형성하는 원소의 원자(헬륨과 네온은 이들을 형성하지 않음) 중 가장 작은 원자가 불소 원자입니다.
란타나족 원소 다음의 자연계열에 있는 대부분의 원소 원자는 일반 법칙에 따라 예상할 수 있는 것보다 약간 작은 궤도 반경을 가지고 있습니다. 이것은 14개의 란타나이드가 원소계에서 란타넘과 하프늄 사이에 위치하여 결과적으로 하프늄 원자의 핵 전하가 14이기 때문입니다. 이자형란탄 이상. 따라서 이러한 원자의 외부 전자는 란타나이드가 없을 때보다 더 강하게 핵에 끌립니다(이 효과를 종종 "란타나이드 수축"이라고 함).
VIIIA 족 원소의 원자에서 IA 족 원소의 원자로 이동할 때 궤도 반경이 갑자기 증가합니다. 결과적으로 각 기간의 첫 번째 요소(§ 7 참조)에 대한 우리의 선택은 올바른 것으로 판명되었습니다.
원자의 궤도 반경, 요소 시스템의 변화.
1. 부록 5에 제공된 데이터에 따라 그래프 용지에 원자의 궤도 반경이 요소의 일련 번호에 대한 의존성을 다음과 같이 표시합니다. 지 1에서 40까지. 가로축의 길이는 200mm이고 세로축의 길이는 100mm입니다.
2. 결과 파선의 모양을 어떻게 특성화할 수 있습니까?
6.13. 원자의 이온화 에너지
원자의 전자에 추가 에너지를 주면(물리 과정에서 이를 수행하는 방법을 배웁니다) 전자는 다른 AO로 이동할 수 있습니다. 들뜬 상태. 이 상태는 불안정하며 전자는 거의 즉시 원래 상태로 돌아가고 과도한 에너지가 방출됩니다. 그러나 전자에 전달된 에너지가 충분히 크면 전자는 원자에서 완전히 떨어져 나갈 수 있지만 원자는 이온화된즉, 양전하를 띤 이온( 양이온). 이것을 하는데 필요한 에너지를 원자의 이온화 에너지(이자형그리고).
단일 원자에서 전자를 떼어내어 이에 필요한 에너지를 측정하는 것은 상당히 어려우므로 실질적으로 결정되어 사용됩니다. 몰 이온화 에너지(E와 m).
몰 이온화 에너지는 1몰의 원자에서 1몰의 전자(각 원자에서 전자 1개)를 분리하는 데 필요한 최소 에너지를 보여줍니다. 이 값은 일반적으로 몰당 킬로줄로 측정됩니다. 대부분의 원소에 대한 첫 번째 전자의 몰 이온화 에너지 값은 부록 6에 나와 있습니다.
원자의 이온화 에너지는 요소 시스템에서 요소의 위치, 즉 그룹과 기간에서 어떻게 변합니까?
물리적 용어로 이온화 에너지는 전자가 원자에서 무한 거리까지 이동할 때 원자에 대한 전자의 인력을 극복하기 위해 소비되어야 하는 작업과 같습니다.
어디 큐는 전자의 전하, 큐전자를 제거한 후 남아있는 양이온의 전하이며, 아르 자형 o는 원자의 궤도 반경입니다.
그리고 큐, 그리고 큐는 일정한 값이며 전자를 분리하는 작업은 다음과 같이 결론을 내릴 수 있습니다. ㅏ, 그리고 그것으로 이온화 에너지 이자형원자의 궤도 반경에 반비례합니다.
다양한 원소의 원자 궤도 반경 값과 부록 5와 6에 주어진 이온화 에너지의 해당 값을 분석한 결과, 이 값 사이의 관계가 비례에 가깝지만 다소 그것과는 다릅니다. 결론이 실험 데이터와 잘 일치하지 않는 이유는 많은 중요한 요소를 고려하지 않은 매우 대략적인 모델을 사용했기 때문입니다. 그러나이 대략적인 모델조차도 궤도 반경이 증가하면 원자의 이온화 에너지가 감소하고 반대로 반경이 감소하면 증가한다는 올바른 결론을 도출 할 수있었습니다.
일련 번호가 증가하는 기간에 원자의 궤도 반경이 감소하므로 이온화 에너지가 증가합니다. 그룹에서 원자 번호가 증가함에 따라 일반적으로 원자의 궤도 반경이 증가하고 이온화 에너지가 감소합니다. 가장 높은 몰 이온화 에너지는 가장 작은 원자인 헬륨 원자(2372 kJ/mol)와 화학 결합을 형성할 수 있는 원자인 불소 원자(1681 kJ/mol)에 있습니다. 가장 작은 것은 가장 큰 원자인 세슘 원자(376 kJ/mol)입니다. 요소 시스템에서 증가하는 이온화 에너지의 방향은 다음과 같이 개략적으로 표시될 수 있습니다. 
화학에서 이온화 에너지는 "자기의" 전자를 제공하는 원자의 성향을 특징짓는 것이 중요합니다. 이온화 에너지가 클수록 원자가 전자를 제공하는 경향이 적고 그 반대도 마찬가지입니다.
여기 상태, 이온화, 양이온, 이온화 에너지, 몰 이온화 에너지, 요소 시스템의 이온화 에너지 변화.
1. 부록 6에 제공된 데이터를 사용하여 총 질량 1g의 모든 나트륨 원자에서 하나의 전자를 분리하는 데 필요한 에너지의 양을 결정하십시오.
2. 부록 6에 주어진 데이터를 사용하여 질량이 3g인 모든 나트륨 원자에서 하나의 전자를 분리하는 데 동일한 질량의 모든 칼륨 원자보다 몇 배 더 많은 에너지가 필요한지 결정하십시오. 이 비율이 동일한 원자의 몰 이온화 에너지 비율과 다른 이유는 무엇입니까?
3. 부록 6에 주어진 데이터에 따라 몰 이온화 에너지가 지 1에서 40까지. 그래프의 크기는 이전 단락의 작업과 동일합니다. 이 그래프가 요소 시스템의 "주기" 선택과 일치하는지 확인하십시오.
6.14. 전자 친화력 에너지
.원자의 두 번째로 중요한 에너지 특성은 전자 친화력 에너지(이자형와 함께).
실제로 이온화 에너지의 경우와 마찬가지로 해당 몰량이 일반적으로 사용됩니다. 몰 전자 친화력 에너지().
몰 전자 친화력 에너지는 전자 1몰이 중성 원자 1몰(각 원자당 전자 1개)에 추가될 때 방출되는 에너지를 보여줍니다. 몰 이온화 에너지와 마찬가지로 이 양도 몰당 킬로줄로 측정됩니다.
언뜻 보기에 원자는 중성 입자이고 중성 원자와 음전하를 띤 전자 사이에 정전기적 인력이 없기 때문에 이 경우 에너지가 방출되어서는 안 되는 것처럼 보일 수 있습니다. 반대로 원자에 접근하면 전자는 전자 껍질을 형성하는 동일한 음전하 전자에 의해 반발되어야 하는 것 같습니다. 사실 이것은 사실이 아닙니다. 원자 염소를 다룬 적이 있는지 기억하십시오. 당연히 아니지. 결국 그것은 매우 높은 온도에서만 존재합니다. 훨씬 더 안정적인 분자 염소는 실제로 자연에서 발견되지 않습니다. 필요한 경우 화학 반응을 사용하여 얻어야 합니다. 그리고 항상 염화나트륨(일반 소금)을 처리해야 합니다. 결국, 식탁 용 소금은 매일 음식과 함께 사람이 소비합니다. 그리고 그것은 본질적으로 매우 일반적입니다. 그러나 결국 식탁용 소금에는 염소 이온, 즉 각각 하나의 "여분의" 전자가 부착된 염소 원자가 포함되어 있습니다. 염소 이온이 이렇게 많이 나오는 이유 중 하나는 염소 원자가 전자를 붙이는 경향이 있기 때문입니다. 즉, 염소 원자와 전자로부터 염소 이온이 형성되면 에너지가 방출됩니다.
에너지 방출의 이유 중 하나는 이미 여러분에게 알려져 있습니다. 단일 전하로 전환하는 동안 염소 원자의 전자 껍질 대칭 증가와 관련이 있습니다. 음이온. 동시에, 당신이 기억하는 것처럼 에너지 3 피- 하위 레벨이 감소합니다. 다른 더 복잡한 이유가 있습니다.
몇 가지 요인이 전자 친화력 에너지 값에 영향을 미치기 때문에 원소 시스템에서 이 값의 변화 특성은 이온화 에너지 변화 특성보다 훨씬 더 복잡합니다. 부록 7에 주어진 표를 분석하면 이것을 확신 할 수 있습니다. 그러나이 양의 값은 우선 이온화 에너지 값과 동일한 정전기 상호 작용에 의해 결정되기 때문에 시스템의 변화 (적어도 A- 그룹에서) 요소의 일반적으로이온화 에너지의 변화와 유사합니다. 즉, 그룹의 전자 친화력 에너지가 감소하고 기간 동안 증가합니다. 이는 불소(328 kJ/mol) 및 염소(349 kJ/mol) 원자에서 최대입니다. 원소계에서 전자 친화 에너지의 변화 특성은 이온화 에너지 변화의 특성과 유사합니다. 즉, 전자 친화 에너지의 증가 방향은 다음과 같이 개략적으로 나타낼 수 있습니다.
2. 이전 과제에서와 같이 가로축을 따라 동일한 축척에 다음을 갖는 원소의 원자에 대한 일련 번호에 대한 전자 친화도의 몰 에너지 의존성을 플로팅합니다. 지앱 7을 사용하여 1에서 40까지.
3.뭐 물리적 의미음의 전자 친화력을 가지고 있습니까?
4. 2주기 원소의 모든 원자 중에서 베릴륨, 질소, 네온만이 전자 친화력의 몰 에너지 값이 음수인 이유는 무엇입니까?
6.15. 원자가 전자를 주고 받는 경향
당신은 이미 자신의 원자를 기증하고 외부 전자를 받아들이는 원자의 성향이 에너지 특성(이온화 에너지 및 전자 친화력 에너지)에 달려 있다는 것을 알고 있습니다. 어떤 원자가 자신의 전자를 기부하는 경향이 더 강하고 어떤 원자가 낯선 사람을 받아들이는 경향이 더 많습니까?
이 질문에 답하기 위해 원소 체계에서 이러한 성향의 변화에 대해 우리가 알고 있는 모든 것을 표 15에 요약해 보겠습니다.
표 15
원자의 구성.
원자는 원자핵그리고 전자 껍질.
원자핵은 양성자( p+) 및 중성자( N 0). 대부분의 수소 원자는 단일 양성자 핵을 가지고 있습니다.
양성자 수 N(p+)는 핵 전하( 지) 및 원소의 자연 계열(및 원소 주기율표)에서 원소의 서수.
N(피 +) = 지
중성자 수의 합 N(N 0), 단순히 문자로 표시 N, 및 양성자 수 지~라고 불리는 질량수그리고 문자로 표기 ㅏ.
ㅏ = 지 + N
원자의 전자 껍질은 핵 주위를 움직이는 전자로 구성됩니다. 이자형 -).
전자의 수 N(이자형-) 중성 원자의 전자 껍질에서 양성자의 수와 같습니다. 지그 핵심에.
양성자의 질량은 중성자의 질량과 거의 같고 전자의 질량의 1840배이므로 원자의 질량은 실질적으로 핵의 질량과 같습니다.
원자의 모양은 구형입니다. 핵의 반경은 원자의 반경보다 약 100,000배 작습니다.
화학 원소- 동일한 핵 전하를 갖는 원자 유형(원자 집합)(핵에 있는 동일한 수의 양성자 포함).
동위 원소- 핵에 같은 수의 중성자를 가진 한 원소의 원자 집합 (또는 핵에 같은 수의 양성자와 같은 수의 중성자를 가진 원자 유형).
다른 동위 원소는 원자핵의 중성자 수가 서로 다릅니다.
단일 원자 또는 동위원소 지정: (E - 원소 기호), 예: .
원자의 전자 껍질 구조
원자 궤도원자의 전자 상태입니다. 궤도 기호 - . 각 궤도는 전자 구름에 해당합니다.
바닥(비여기) 상태에 있는 실제 원자의 궤도는 네 가지 유형이 있습니다. 에스, 피, 디그리고 에프.
전자 구름- 전자가 90%(또는 그 이상)의 확률로 발견될 수 있는 공간의 일부.
메모: 때때로 "원자 궤도"와 "전자 구름"의 개념을 구분하지 않고 둘 다 "원자 궤도"라고 부릅니다.
원자의 전자 껍질은 층을 이루고 있습니다. 전자층같은 크기의 전자 구름에 의해 형성됩니다. 한 층 형태의 오비탈 전자("에너지") 수준, 그들의 에너지는 수소 원자에 대해 동일하지만 다른 원자에 대해서는 다릅니다.
같은 수준의 오비탈은 다음과 같이 그룹화됩니다. 전자(에너지)하위 수준:
에스- 하위 수준(하나로 구성됨 에스-궤도), 기호 - .
피하위 수준(3개로 구성됨 피
디하위 레벨(5개로 구성됨 디-궤도), 기호 - .
에프하위 수준(7개로 구성됨 에프-궤도), 기호 - .
동일한 하위 수준의 궤도의 에너지는 동일합니다.
하위 레벨을 지정할 때 레이어(전자 레벨)의 번호가 하위 레벨 기호에 추가됩니다(예: 2). 에스, 3피, 5디수단 에스- 두 번째 수준의 하위 수준, 피- 세 번째 수준의 하위 수준, 디- 다섯 번째 수준의 하위 수준.
한 수준의 총 하위 수준 수는 수준 번호와 같습니다. N. 한 레벨의 총 오비탈 수는 N 2. 따라서, 총 수한 층의 구름도 N 2 .
지정: - 자유 궤도(전자 없음), - 짝을 이루지 않은 전자가 있는 궤도, - 전자 쌍이 있는 궤도(2개의 전자 포함).
전자가 원자의 오비탈을 채우는 순서는 세 가지 자연 법칙에 의해 결정됩니다(공식은 단순화된 방식으로 제공됨).
1. 최소 에너지의 원리 - 오비탈의 에너지가 증가하는 순서대로 전자가 오비탈을 채운다.
2. 파울리의 원리 - 하나의 오비탈에는 2개 이상의 전자가 있을 수 없습니다.
3. Hund의 규칙 - 하위 수준 내에서 전자는 먼저 자유 궤도(한 번에 하나씩)를 채우고 그 후에야 전자 쌍을 형성합니다.
전자 레벨(또는 전자 레이어)의 총 전자 수는 2입니다. N 2 .
에너지에 의한 하위 수준의 분포는 다음과 같이 표현됩니다(에너지 증가 순서).
1에스, 2에스, 2피, 3에스, 3피, 4에스, 3디, 4피, 5에스, 4디, 5피, 6에스, 4에프, 5디, 6피, 7에스, 5에프, 6디, 7피 ...
시각적으로 이 시퀀스는 에너지 다이어그램으로 표현됩니다.
준위, 하위 준위 및 궤도(원자의 전자 구성)에 따른 원자의 전자 분포는 전자 공식, 에너지 다이어그램 또는 더 간단하게는 전자 레이어의 다이어그램("전자 다이어그램")으로 묘사할 수 있습니다. .
원자의 전자 구조의 예:
원자가 전자- 화학 결합 형성에 참여할 수 있는 원자의 전자. 모든 원자의 경우, 이들은 모두 외부 전자와 외부 전자보다 에너지가 더 큰 외부 전자를 더한 것입니다. 예: Ca 원자에는 4개의 외부 전자가 있습니다. 에스 2, 그들은 또한 원자가입니다. Fe 원자에는 외부 전자가 있습니다 - 4 에스 2 하지만 그는 3 디 6이므로 철 원자는 8개의 원자가 전자를 갖는다. 칼슘 원자의 원자가 전자식은 4 에스 2, 철 원자 - 4 에스 2 3디 6 .
D. I. Mendeleev의 화학 원소 주기율표
(화학 원소의 자연계)
화학 원소의 주기 법칙(현대 공식): 화학 원소의 특성뿐만 아니라 단순하고 복합 물질, 그들에 의해 형성된 원자핵의 전하 값에 주기적으로 의존합니다.
주기율표- 주기율표의 그래픽 표현.
화학 원소의 자연 범위- 원자핵의 양성자 수의 증가에 따라 배열되는 여러 화학 원소 또는 동일한 원자핵의 전하 증가에 따라 배열됩니다. 이 계열에 있는 원소의 일련 번호는 이 원소의 원자핵에 있는 양성자 수와 같습니다.
화학 원소의 표는 화학 원소의 자연 계열을 "절단"하여 구성됩니다. 미문(표의 가로 행) 및 원자의 전자 구조가 유사한 요소의 그룹화(표의 세로 열).
요소가 그룹으로 결합되는 방식에 따라 테이블이 될 수 있습니다. 장기간(동일한 수와 유형의 원자가 전자를 가진 원소가 그룹으로 수집됨) 및 단기(동일한 수의 원자가 전자를 가진 요소는 그룹으로 수집됩니다).
단기 주기표의 그룹은 하위 그룹( 기본그리고 부작용), 장기 테이블의 그룹과 일치합니다.
같은 주기의 원소의 모든 원자는 주기의 수와 동일한 수의 전자층을 가집니다.
기간의 요소 수 : 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. 여덟 번째 기간의 대부분의 요소는 인위적으로 얻었으며이 기간의 마지막 요소는 아직 합성되지 않았습니다. 첫 번째를 제외한 모든 기간은 알칼리 금속 형성 원소(Li, Na, K 등)로 시작하여 희가스 형성 원소(He, Ne, Ar, Kr 등)로 끝납니다.
짧은 기간 테이블 - 8개 그룹, 각 그룹은 2개의 하위 그룹(주 및 보조)으로 나뉩니다. IIIB, VIA, VIIB. 장주기표의 그룹 IA는 단기주기표의 첫 번째 그룹의 주요 하위 그룹에 해당합니다. 그룹 VIIB - 일곱 번째 그룹의 보조 하위 그룹: 나머지 - 유사하게.
화학 원소의 특성은 그룹과 기간에 따라 자연적으로 변합니다.
기간 내(일련 번호 증가)
- 핵 전하가 증가한다
- 외부 전자의 수가 증가하고,
- 원자의 반경이 감소하고,
- 핵과 전자의 결합 강도 증가(이온화 에너지),
- 전기 음성도가 증가합니다.
- 단순 물질의 산화 특성이 향상됩니다("비금속성").
- 단순 물질의 환원성("금속성") 약화,
- 수산화물 및 해당 산화물의 기본 특성을 약화시키고,
- 수산화물 및 해당 산화물의 산성 특성이 증가합니다.
그룹으로(일련 번호 증가)
- 핵 전하가 증가한다
- 원자의 반지름이 증가합니다(A 그룹에서만).
- 전자와 핵 사이의 결합 강도가 감소합니다(이온화 에너지, A 그룹에서만).
- 전기 음성도는 감소합니다(A 그룹에서만).
- 단순 물질의 산화 특성 약화("비금속성", A 그룹에서만),
- 단순 물질의 환원 특성이 향상됩니다("금속성", A 그룹에서만).
- 수산화물 및 해당 산화물의 기본 특성이 증가합니다(A 그룹에서만).
- 수산화물 및 해당 산화물의 산성 특성이 약해집니다(A 그룹에서만).
- 수소 화합물의 안정성이 감소합니다(환원 활성이 증가합니다. A 그룹에서만).
주제 "주제 9. "원자의 구조에 대한 작업 및 테스트. D.I. Mendeleev(PSCE)의 화학 원소 주기율 및 주기율 체계"."
- 정기법 - 원자의 주기율과 구조 8~9급
당신은 알아야합니다 : 궤도를 전자로 채우는 법칙 (최소 에너지 원리, Pauli의 원리, Hund의 법칙), 주기적 요소 시스템의 구조.다음을 할 수 있어야 합니다. 주기율표에서 원소의 위치에 따라 원자의 구성을 결정하고, 반대로 주기율표에서 원소를 찾아 구성을 알 수 있습니다. 구조 다이어그램, 원자, 이온의 전자 구성을 묘사하고 반대로 다이어그램과 전자 구성에서 PSCE의 화학 원소 위치를 결정합니다. PSCE에서의 위치에 따라 원소와 원소가 형성하는 물질을 특성화합니다. 원자 반경의 변화, 화학 원소의 특성 및 주기율표의 한 주기 및 주요 하위 그룹 내에서 형성되는 물질을 결정합니다.
예 1세 번째 전자 수준의 궤도 수를 결정합니다. 이 궤도는 무엇입니까?
궤도 수를 결정하기 위해 공식을 사용합니다. N궤도 = N 2 , 여기서 N- 레벨 번호. N오비탈 = 3 2 = 9. 1 3 에스-, 3 3 피- 그리고 다섯 3 디-궤도.예 2원소가 전자식 1을 갖는 원자 결정 에스 2 2에스 2 2피 6 3에스 2 3피 1 .
그것이 어떤 원소인지 결정하려면 원자의 총 전자 수와 같은 일련 번호를 찾아야 합니다. 이 경우: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. 이것은 알루미늄입니다.필요한 모든 것을 배웠는지 확인한 후 작업을 진행하십시오. 우리는 당신의 성공을 기원합니다.
추천 문헌:- O. S. Gabrielyan 외 화학, 11학년. M., 버스타드, 2002;
- G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. 화학 11 세포. M., 교육, 2001.
