التكوين الإلكتروني 1. التكوين الإلكتروني للذرات

في البداية العناصر الموجودة الجدول الدوريالعناصر الكيميائية د. تم ترتيب مندليف وفقًا لهم الكتل الذريةوالخصائص الكيميائية، ولكن في الواقع اتضح أن الدور الحاسم لا تلعبه كتلة الذرة، ولكن شحنة النواة، وبالتالي عدد الإلكترونات في الذرة المحايدة.

الحالة الأكثر استقرارًا للإلكترون في الذرة عنصر كيميائييتوافق مع الحد الأدنى من طاقته، وأي حالة أخرى تسمى مثارة، حيث يمكن للإلكترون أن ينتقل تلقائيًا إلى مستوى ذي طاقة أقل.

دعونا نفكر في كيفية توزيع الإلكترونات الموجودة في الذرة بين المدارات، أي. التكوين الإلكترونية ذرة متعددة الإلكتروناتفي الحالة الأساسية. لبناء التكوين الإلكتروني، يتم استخدام المبادئ التالية لملء المدارات بالإلكترونات:

- مبدأ باولي (الحظر) - في الذرة لا يمكن أن يكون هناك إلكترونين لهما نفس المجموعة من الأربعة عدد الكمية;

- مبدأ أدنى طاقة(قواعد كليتشكوفسكي) - تمتلئ المدارات بالإلكترونات من أجل زيادة الطاقة المدارية (الشكل 1).

أرز. 1. توزيع الطاقة في مدارات ذرة شبيهة بالهيدروجين. n هو رقم الكم الرئيسي.

تعتمد طاقة المدار على المجموع (n + l). تمتلئ المدارات بالإلكترونات بترتيب متزايد (n + l) لهذه المدارات. وبالتالي، بالنسبة للمستويين الفرعيين 3d و4s، سيكون المجموع (n + l) مساويًا لـ 5 و4، على التوالي، ونتيجة لذلك سيتم ملء المدار 4s أولاً. إذا كان المجموع (n + l) هو نفسه بالنسبة لمدارين، فسيتم ملء المدار ذو قيمة n الأصغر أولاً. لذا، بالنسبة للمدارات ثلاثية الأبعاد و4p، سيكون المجموع (n + l) مساويًا لـ 5 لكل مدار، ولكن يتم ملء المدار ثلاثي الأبعاد أولاً. ووفقا لهذه القواعد، فإن ترتيب ملء المدارات سيكون على النحو التالي:

1 ثانية<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<5d<4f<6p<7s<6d<5f<7p

يتم تحديد عائلة العنصر بواسطة المدار الأخير الذي سيتم ملؤه بالإلكترونات، وفقًا للطاقة. ومع ذلك، فمن المستحيل كتابة الصيغ الإلكترونية وفقا لسلسلة الطاقة.

41 ملحوظة 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 3 5s 2 التدوين الصحيح للتكوين الإلكتروني

41 ملحوظة 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 3 إدخال تكوين إلكتروني غير صحيح

بالنسبة للعناصر الخمسة الأولى d، التكافؤ (أي الإلكترونات المسؤولة عن تكوين الرابطة الكيميائية) هو مجموع الإلكترونات الموجودة في d وs، الأخيرة المملوءة بالإلكترونات. بالنسبة للعناصر p، التكافؤ هو مجموع الإلكترونات الموجودة في المستويات الفرعية s وp. بالنسبة لعناصر s، فإن إلكترونات التكافؤ هي الإلكترونات الموجودة في المستوى الفرعي s لمستوى الطاقة الخارجي.

- قاعدة هوند - عند قيمة واحدة l، تملأ الإلكترونات المدارات بطريقة يصل فيها الدوران الإجمالي إلى الحد الأقصى (الشكل 2)

أرز. 2. التغير في الطاقة في مدارات 1s -، 2s - 2p - للذرات في الفترة الثانية من الجدول الدوري.

أمثلة على بناء التكوينات الإلكترونية للذرات

وترد في الجدول 1 أمثلة لبناء التكوينات الإلكترونية للذرات.

الجدول 1. أمثلة على بناء التكوينات الإلكترونية للذرات

يسمى ترتيب الإلكترونات عبر مستويات الطاقة والمدارات بالتكوين الإلكتروني. ويمكن تصوير التكوين على شكل ما يسمى بصيغ الإلكترون، حيث يشير الرقم الموجود في المقدمة إلى عدد مستوى الطاقة، ثم يشير الحرف إلى المستوى الفرعي، وفي أعلى يمين الحرف عدد الإلكترونات عند هذا المستوى المستوى الفرعي. يتوافق مجموع الأرقام الأخيرة مع الشحنة الموجبة للنواة الذرية. على سبيل المثال، الصيغ الإلكترونية للكبريت والكالسيوم سيكون لها الشكل التالي: S (+16) - ls22s22p63s23p\Ca (+20) - ls22s22p63s23p64s2. يتم ملء المستويات الإلكترونية وفقًا لمبدأ الطاقة الأقل: الحالة الأكثر استقرارًا للإلكترون في الذرة تتوافق مع الحالة ذات الحد الأدنى من قيمة الطاقة. لذلك، يتم ملء الطبقات ذات قيم الطاقة الأقل أولاً. أثبت العالم السوفييتي V. Klechkovsky أن طاقة الإلكترون تزداد مع زيادة مجموع أعداد الكم الرئيسية والمدارية (n + /)> وبالتالي فإن ملء الطبقات الإلكترونية يحدث بترتيب زيادة مجموع الأعداد الكمومية الرئيسية وأعداد الكم المدارية. إذا كانت المجاميع (n -f1) متساوية بالنسبة لمستويين فرعيين، فسيتم أولاً ملء المستويات الفرعية ذات الأصغر n والأكبر l9، ثم المستويات الفرعية ذات n الأكبر والأصغر L. دع، على سبيل المثال، المجموع (n + /) « 5. هذا المجموع يتوافق مع المجموعات التالية I: n = 3; / 2؛ ن *» 4؛ 1-1؛ l = / - 0. وبناءً على ذلك، يجب أولاً ملء المستوى الفرعي d من مستوى الطاقة الثالث، ثم يجب ملء المستوى الفرعي 4p، وبعد ذلك فقط المستوى الفرعي s من مستوى الطاقة الخامس. كل ما سبق يحدد الترتيب التالي لملء الإلكترونات في الذرات: مثال 1 ارسم الصيغة الإلكترونية لذرة الصوديوم. الحل بناءً على موقعه في الجدول الدوري، ثبت أن الصوديوم عنصر من عناصر الدورة الثالثة. وهذا يدل على أن الإلكترونات الموجودة في ذرة الصوديوم تقع في ثلاثة مستويات للطاقة. من خلال الرقم التسلسلي للعنصر، يتم تحديد العدد الإجمالي للإلكترونات في هذه المستويات الثلاثة - أحد عشر. عند مستوى الطاقة الأول (ls1, / = 0; s-المستوى الفرعي) الحد الأقصى لعدد الإلكترونات هو // « 2n2, N = 2. يتم تمثيل توزيع الإلكترونات عند المستوى الفرعي s لمستوى الطاقة الأول بالترميز - Is2، عند مستوى الطاقة الثاني n = 2، I « 0 (المستوى الفرعي s) و I = 1 (المستوى الفرعي p)، الحد الأقصى لعدد الإلكترونات هو ثمانية. وبما أن الحد الأقصى 2е يقع في المستوى الفرعي S، سيكون هناك 6е في المستوى الفرعي p. يتم تمثيل توزيع الإلكترونات عند مستوى الطاقة الثاني بالرمز - 2s22p6. في مستوى الطاقة الثالث، من الممكن وجود مستويات فرعية S- وp- وd. تحتوي ذرة الصوديوم على إلكترون واحد فقط في مستوى الطاقة الثالث، والذي، وفقًا لمبدأ الطاقة الأقل، سيحتل المستوى الفرعي Sv. من خلال الجمع بين سجلات توزيع الإلكترونات على كل طبقة في طبقة واحدة، نحصل على الصيغة الإلكترونية لذرة الصوديوم: ls22s22p63s1. يتم تعويض الشحنة الموجبة لذرة الصوديوم (+11) بإجمالي عدد الإلكترونات (11). بالإضافة إلى ذلك، يتم تصوير بنية الأصداف الإلكترونية باستخدام خلايا الطاقة أو الكم (المدارات) - وهذه هي ما يسمى بالصيغ الإلكترونية الرسومية. يتم تحديد كل خلية من هذه الخلايا بواسطة مستطيل Q، والإلكترون t> اتجاه السهم يميز دوران الإلكترون. وفقًا لمبدأ باولي، يتم وضع إلكترون واحد (غير مقترن) أو إلكترونين (مقترنين) في الخلية (المدار). يمكن تمثيل التركيب الإلكتروني لذرة الصوديوم بالرسم التخطيطي: عند ملء الخلايا الكمومية، من الضروري معرفة قاعدة هوند: الحالة المستقرة للذرة تتوافق مع مثل هذا التوزيع للإلكترونات داخل مستوى الطاقة الفرعي (p، d، f) )، حيث تكون القيمة المطلقة للدوران الكلي للذرة هي الحد الأقصى. لذلك، إذا احتل إلكترونين مدارًا واحدًا\]j\ \ \، فإن إجمالي دورانهما سيكون صفرًا. إن ملء مدارين من 1 t 111 I بالإلكترونات سيعطي دورانًا إجماليًا يساوي الوحدة. بناءً على مبدأ هوند، فإن توزيع الإلكترونات على الخلايا الكمومية، على سبيل المثال، للذرات 6C و7N، سيكون على النحو التالي. الأسئلة والمهام للحل المستقل 1. قم بإدراج جميع المبادئ النظرية الأساسية اللازمة لملء الإلكترونات في الذرات. 2. تبين صحة مبدأ الطاقة الأقل باستخدام مثال ملء الإلكترونات في ذرات الكالسيوم والسكانديوم والسترونتيوم والإيتريوم والإنديوم. 3. أي من الصيغ الإلكترونية الرسومية لذرة الفوسفور (الحالة غير المثارة) صحيحة؟ حفز إجابتك باستخدام قاعدة هوند. 4. اكتب جميع الأعداد الكمومية لإلكترونات الذرات: أ) الصوديوم والسيليكون. ب) الفوسفور والكلور. ج) الكبريت والأرجون. 5. عمل الصيغ الإلكترونية لذرات عنصر s للدورتين الأولى والثالثة. 6. إنشاء صيغة إلكترونية لذرة العنصر p للدورة الخامسة مستوى الطاقة الخارجي لها 5s25p5. ما هي خصائصه الكيميائية؟ 7. رسم توزيع الإلكترونات في المدارات في ذرات السيليكون والفلور والكريبتون. 8. قم بتكوين صيغة إلكترونية لعنصر في الذرة يتم وصف حالة الطاقة لإلكترونين من المستوى الخارجي من خلال أرقام الكم التالية: n - 5؛ 0; t1 = 0; تا = + 1/2؛ تا « -1/2. 9. مستويات الطاقة الخارجية وقبل الأخيرة للذرات لها الشكل التالي: أ) 3d24s2؛ ب) 4d105s1؛ ج) 5s25p6. كتابة الصيغ الإلكترونية لذرات العناصر. حدد العنصرين p وd. 10. قم بتكوين الصيغ الإلكترونية لذرات العنصر d التي تحتوي على 5 إلكترونات في المستوى الفرعي d. 11. رسم توزيع الإلكترونات عبر الخلايا الكمومية في ذرات البوتاسيوم والكلور والنيون. 12. يتم التعبير عن الطبقة الإلكترونية الخارجية للعنصر بالصيغة 3s23p4. تحديد الرقم التسلسلي واسم العنصر. 13. اكتب التركيبات الإلكترونية للأيونات التالية: 14. هل تحتوي ذرات O، Mg، Ti على إلكترونات من المستوى M؟ 15. ما هي جسيمات الذرات التي تكون متساوية الإلكترون، أي تحتوي على نفس العدد من الإلكترونات: 16. ما هو عدد المستويات الإلكترونية التي تحتوي عليها الذرات في الحالة S2، S4+، S6+؟ 17. كم عدد المدارات d الحرة الموجودة في Sc، Ti ، ذرات V؟ اكتب الصيغ الإلكترونية لذرات هذه العناصر 18. وضح الرقم التسلسلي للعنصر الذي: أ) يبدأ ملء المستوى الفرعي 4c1 بالإلكترونات هل تحتوي ذرات هذه العناصر على إلكترونات 4b في أ الحالة المستقرة 20. ما عدد المدارات 3p الشاغرة الموجودة في ذرة السيليكون في الحالة الثابتة والمثارة؟

التكوين الإلكتروني للعنصر الكيميائي هو تتبع موقع الإلكترونات في ذراته. يمكن أن تكون الإلكترونات في الأغلفة والأغلفة الفرعية والمدارات. يحدد توزيع الإلكترونات تكافؤ العنصر ونشاطه الكيميائي وقدرته على التفاعل مع المواد الأخرى.

كيف يتم كتابة التكوين الإلكتروني

عادة ما يتم كتابة ترتيب الذرات لتلك الجزيئات من العناصر الكيميائية الموجودة في الحالة الأرضية. إذا كانت الذرة مثارة، فسيسمى الإدخال تكوينًا مثارا. إن تحديد التكوين الإلكتروني المطبق في حالة معينة يعتمد على ثلاث قواعد صالحة لذرات جميع العناصر الكيميائية.

مبدأ التعبئة

يجب أن يتوافق التكوين الإلكتروني للذرة مع مبدأ الملء، والذي بموجبه تملأ إلكترونات الذرات المدارات بترتيب متزايد - من أدنى مستوى طاقة إلى الأعلى. دائمًا ما يتم ملء المدارات الأدنى لأي ذرة أولاً. ثم تملأ الإلكترونات المدارات الموجودة لمستوى الطاقة الثاني، ثم المدار s، وفقط في النهاية - المدار الفرعي p.

كتابيًا، يتم نقل التكوين الإلكتروني للعناصر الكيميائية من خلال صيغة يُشار فيها بجانب اسم العنصر إلى مجموعة من الأرقام والحروف المقابلة لموضع الإلكترونات. يشير الرقم العلوي إلى عدد الإلكترونات في هذه المدارات.

على سبيل المثال، تحتوي ذرة الهيدروجين على إلكترون واحد. ووفقا لمبدأ الملء، فإن هذا الإلكترون موجود في المدار s. وبالتالي، فإن التكوين الإلكتروني للهيدروجين سيكون 1s1.

مبدأ استبعاد باولي

القاعدة الثانية لملء المدارات هي حالة خاصة لقانون أكثر عمومية اكتشفه الفيزيائي السويسري ف. باولي. ووفقا لهذه القاعدة، لا يوجد في أي عنصر كيميائي زوج من الإلكترونات لهما نفس مجموعة الأعداد الكمومية. لذلك، لا يمكن أن يوجد أكثر من إلكترونين في نفس الوقت في أي مدار، وذلك فقط إذا كان لهما دوران غير متساوٍ.

يمكن توضيح مبدأ استبعاد باولي بمثال ملموس. يمكن كتابة التكوين الإلكتروني لذرة البريليوم بالشكل 1s 2 2s 2. عندما يضرب كم الطاقة الذرة، فإن الذرة تدخل في حالة مثارة. يمكن كتابتها هكذا:

1s 2 2s 2 (الحالة الطبيعية) + hν→ 1s 2 2s 1 2p 1 (حالة الإثارة).

إذا قارنت التكوينات الإلكترونية للبريليوم في الحالة الطبيعية والمثارة، ستلاحظ أن عدد الإلكترونات غير المتزاوجة فيها ليس هو نفسه. يُظهر التكوين الإلكتروني للبريليوم عدم وجود إلكترونات غير متزاوجة في الحالة الطبيعية. بعد دخول كمية من الطاقة إلى الذرة، يظهر إلكترونين غير متزاوجين.

من حيث المبدأ، في أي عنصر كيميائي، يمكن للإلكترونات أن تنتقل إلى مدارات ذات طاقات أعلى، ولكن بالنسبة للكيمياء فقط تلك التحولات التي تحدث بين المستويات الفرعية ذات قيم الطاقة المماثلة هي التي تهم.

ويمكن تفسير هذا النمط على النحو التالي. يكون تكوين الرابطة الكيميائية مصحوبًا دائمًا بإطلاق الطاقة، لأن الذرات تنتقل إلى حالة مواتية للطاقة. إن اقتران الإلكترونات عند مستوى طاقة واحد يؤدي إلى تكاليف طاقة يتم تعويضها بالكامل بعد تكوين الرابطة الكيميائية. تبين أن تكاليف الطاقة لإقران الإلكترونات ذات المستويات الكيميائية المختلفة كبيرة جدًا لدرجة أن الروابط الكيميائية غير قادرة على تعويضها. إذا لم يكن هناك شريك كيميائي، فإن الذرة المثارة تطلق كمية من الطاقة وتعود إلى حالتها الطبيعية - وهذه العملية يسميها العلماء الاسترخاء.

حكم هوند

يخضع التكوين الإلكتروني للذرة لقانون هوند، والذي بموجبه يبدأ ملء مدارات أحد المستويات الفرعية بإلكترونات لها نفس الدوران. فقط بعد أن تحتل جميع الإلكترونات المنفردة المدارات المحددة، تنضم إليها الجسيمات المشحونة ذات الدوران المعاكس.

تم تأكيد قاعدة هوند بوضوح من خلال التكوين الإلكتروني للنيتروجين. تحتوي ذرة النيتروجين على 7 إلكترونات. يبدو التكوين الإلكتروني لهذا العنصر الكيميائي كما يلي: ls22s22p3. جميع الإلكترونات الثلاثة الموجودة في المستوى الفرعي 2p يجب أن تكون موجودة بمفردها، وتشغل كلًا من المدارات الثلاثة 2p، ويجب أن تكون جميع دوراناتها متوازية.

ولا تساعد هذه القواعد على فهم ما يحدد التكوين الإلكتروني لعناصر الجدول الدوري فحسب، بل تساعد أيضًا على فهم العمليات التي تحدث داخل الذرات.

يسمى توزيع الإلكترونات على مختلف AOs التكوين الإلكتروني للذرة. أدنى تكوين إلكتروني للطاقة يتوافق مع الحالة الأساسيةالذرة، تشير التكوينات المتبقية إلى الدول متحمس.

يتم تصوير التكوين الإلكتروني للذرة بطريقتين - في شكل صيغ إلكترونية ومخططات حيود الإلكترون. عند كتابة الصيغ الإلكترونية، يتم استخدام أرقام الكم الرئيسية والمدارية. يتم تحديد المستوى الفرعي باستخدام رقم الكم الرئيسي (الرقم) ورقم الكم المداري (الحرف المقابل). يتم تحديد عدد الإلكترونات في المستوى الفرعي بالخط المرتفع. على سبيل المثال، بالنسبة للحالة الأرضية لذرة الهيدروجين فإن الصيغة الإلكترونية هي: 1 س 1 .

يمكن وصف بنية المستويات الإلكترونية بشكل أكمل باستخدام مخططات حيود الإلكترون، حيث يتم تمثيل التوزيع بين المستويات الفرعية في شكل خلايا كمية. في هذه الحالة، يتم تصوير المداري بشكل تقليدي على أنه مربع مع تعيين المستوى الفرعي بجانبه. يجب أن تكون المستويات الفرعية في كل مستوى متوازنة قليلاً في الارتفاع، لأن طاقاتها مختلفة قليلاً. يتم تمثيل الإلكترونات بواسطة أسهم أو ↓ اعتمادًا على إشارة الرقم الكمي المغزلي. مخطط حيود الإلكترون لذرة الهيدروجين:

مبدأ بناء التكوينات الإلكترونية للذرات متعددة الإلكترونات هو إضافة البروتونات والإلكترونات إلى ذرة الهيدروجين. يخضع توزيع الإلكترونات عبر مستويات الطاقة والمستويات الفرعية للقواعد التي نوقشت سابقًا: مبدأ الطاقة الأقل، ومبدأ باولي، وقاعدة هوند.

مع الأخذ في الاعتبار بنية التكوينات الإلكترونية للذرات، يمكن تقسيم جميع العناصر المعروفة، وفقًا لقيمة الرقم الكمي المداري لآخر مستوى فرعي مملوء، إلى أربع مجموعات: س-عناصر، ص-عناصر، د-عناصر، F-عناصر.

في ذرة الهيليوم He (Z=2) يشغل الإلكترون الثاني 1 س- المداري وصيغته الإلكترونية: 1 س 2. مخطط حيود الإلكترون:

ينهي الهيليوم أول أقصر فترة في الجدول الدوري للعناصر. يُشار إلى التكوين الإلكتروني للهيليوم بالرمز .

أما الفترة الثانية فيفتتحها الليثيوم Li (Z=3) وصيغته الإلكترونية:
مخطط حيود الإلكترون:

فيما يلي مخططات حيود الإلكترون المبسطة لذرات العناصر التي تقع مداراتها من نفس مستوى الطاقة على نفس الارتفاع. لا يتم عرض المستويات الفرعية الداخلية المملوءة بالكامل.

بعد الليثيوم يأتي البريليوم Be (Z=4)، حيث يملأ إلكترون إضافي 2 س-المداري. الصيغة الإلكترونية لـ Be: 2 س 2

في الحالة الأرضية، يحتل إلكترون البورون التالي B (z=5) 2 ر-المداري، الخامس:1 س 2 2س 2 2ص 1 ؛ مخطط حيود الإلكترون:

العناصر الخمسة التالية لها تكوينات إلكترونية:

ج (ض = 6): 2 س 2 2ص 2 ن (ض = 7): 2 س 2 2ص 3

يا (ض = 8): 2 س 2 2ص 4 ف (ض = 9): 2 س 2 2ص 5

ني (ض = 10): 2 س 2 2ص 6

يتم تحديد التكوينات الإلكترونية المعطاة بواسطة قاعدة هوند.

مستويات الطاقة الأولى والثانية للنيون ممتلئة بالكامل. ولنشير إلى تكوينها الإلكتروني وسنستخدمها مستقبلا للإيجاز في كتابة الصيغ الإلكترونية لذرات العناصر.

الصوديوم Na (Z=11) والمغنيسيوم (Z=12) يفتحان الفترة الثالثة. تشغل الإلكترونات الخارجية 3 س-المداري:

نا (ض = 11): 3 س 1

ملغم (Z=12): 3 س 2

ثم، بدءًا من الألومنيوم (Z = 13)، املأ 3 ر-المستوى الفرعي. وتنتهي الفترة الثالثة بالأرجون Ar (Z=18):

آل (ض = 13): 3 س 2 3ص 1

ع (ض = 18): 3 س 2 3ص 6

تختلف عناصر الفترة الثالثة عن عناصر الفترة الثانية في أنها تحتوي على 3 حرة د- المدارات التي يمكنها المشاركة في تكوين الرابطة الكيميائية. وهذا ما يفسر حالات التكافؤ التي تظهرها العناصر.

وفي الفترة الرابعة وفقا للقاعدة ( ن+ل) والبوتاسيوم K (Z = 19) والكالسيوم Ca (Z = 20) لديهم 4 إلكترونات س-المستوى الفرعي وليس 3 د. بدءاً من السكانديوم Sc (Z=21) وانتهاءً بالزنك Zn (Z=30)، ملء 3 د-المستوى الفرعي:

الصيغ الإلكترونية د-يمكن تمثيل العناصر على شكل أيوني: يتم ترتيب المستويات الفرعية تصاعديا حسب عدد الكم الرئيسي، وبقيمة ثابتة. ن- من أجل زيادة عدد الكم المداري. على سبيل المثال، بالنسبة لـ Zn، سيبدو هذا الإدخال كما يلي:
كل من هذه الإدخالات متكافئة، ولكن صيغة الزنك المقدمة سابقًا تعكس بشكل صحيح الترتيب الذي يتم به ملء المستويات الفرعية.

في الصف 3 د- العناصر الموجودة في الكروم Cr (Z=24) يوجد انحراف عن القاعدة ( ن+ل). وفقًا لهذه القاعدة، يجب أن يبدو تكوين Cr كما يلي:
وقد ثبت أن التكوين الفعلي هو
يُطلق على هذا التأثير أحيانًا اسم "تراجع" الإلكترون. يتم تفسير هذه التأثيرات بنصف المقاومة المتزايدة ( ص 3 , د 5 , F 7) وتماماً ( ص 6 , د 10 , F 14) المستويات الفرعية المملوءة.

الانحرافات عن القاعدة ( ن+ل) يتم ملاحظتها أيضًا في عناصر أخرى (الجدول 2). ويرجع ذلك إلى حقيقة أنه كلما زاد عدد الكم الرئيسي، تقل الاختلافات بين طاقات المستويات الفرعية.

التالي يأتي ملء 4 ص-المستوى الفرعي (Ga - Kr). الفترة الرابعة تحتوي على 18 عنصرا فقط. يحدث ملء 5 بنفس الطريقة س-, 4د- و 5 ص- المستويات الفرعية لـ 18 عنصرًا من الفترة الخامسة. لاحظ أن الطاقة هي 5 س- و 4 د- المستويات الفرعية متقاربة جدًا، والإلكترون لديه 5 س- يمكن للمستويات الفرعية الانتقال بسهولة إلى المستوى 4 د-المستوى الفرعي. في 5 س- المستوى الفرعي Nb، Mo، Tc، Ru، Rh، Ag يحتوي على إلكترون واحد فقط. في الحالة الأرضية 5 س-المستوى الفرعي Pd غير ممتلئ. لوحظ "فشل" إلكترونين.

الجدول 2

استثناءات من ( ن+ل) - قواعد العناصر الـ 86 الأولى

في الفترة السادسة بعد ملء 6 س-المستوى الفرعي للسيزيوم Cs (Z=55) والباريوم Ba (Z=56) الإلكترون التالي، حسب القاعدة ( ن+ل)، ينبغي أن يستغرق 4 F-مستوى فرعي. ومع ذلك، في اللانثانوم La (Z = 57)، يذهب الإلكترون إلى 5 د-المستوى الفرعي. نصف ممتلئ (4 F 7) 4F-المستوى الفرعي زاد من الاستقرار، لذلك يحتوي الجادولينيوم على Gd (Z=64)، بجانب اليوروبيوم Eu (Z=63)، بمقدار 4 F- يحتفظ المستوى الفرعي بنفس عدد الإلكترونات (7)، ويصل الإلكترون الجديد إلى 5 د-مستوى فرعي، كسر القاعدة ( ن+ل). في التيربيوم Tb (Z = 65) يحتل الإلكترون التالي 4 F-المستوى الفرعي ويحدث انتقال الإلكترون من 5 د- المستوى الفرعي (التكوين 4 F 9 6س 2). ملء 4 F-المستوى الفرعي ينتهي عند الإيتربيوم Yb (Z=70). يحتل الإلكترون التالي لذرة اللوتيتيوم Lu 5 د-المستوى الفرعي. ويختلف تكوينها الإلكتروني عن ذرة اللانثانوم فقط في أنها مملوءة بالكامل F-المستوى الفرعي.

حاليًا، في الجدول الدوري للعناصر D.I. مندلييف، تحت السكانديوم Sc والإيتريوم Y، اللوتيتيوم (وليس اللانثانوم) يقع أحيانًا كأول د- العنصر، وجميع العناصر الـ 14 التي أمامه، بما في ذلك اللانثانم، يتم وضعها في مجموعة خاصة اللانثانيداتما وراء الجدول الدوري للعناصر.

يتم تحديد الخواص الكيميائية للعناصر بشكل أساسي من خلال بنية المستويات الإلكترونية الخارجية. التغير في عدد الإلكترونات في الطرف الثالث 4 F-المستوى الفرعي له تأثير ضئيل على الخواص الكيميائية للعناصر. لذلك كل 4 F- العناصر متشابهة في خواصها . ثم في الفترة السادسة يحدث ملء 5 د-المستوى الفرعي (Hf - Hg) و 6 ص-المستوى الفرعي (Tl – Rn).

في الفترة السابعة 7 س-المستوى الفرعي مملوء بالفرانسيوم Fr (Z=87) والراديوم Ra (Z=88). يُظهر شقائق النعمان البحرية انحرافًا عن القاعدة ( ن+ل) ، ويملأ الإلكترون التالي 6 د-المستوى الفرعي وليس 5 F. بعد ذلك تأتي مجموعة العناصر (Th – No) مع حشوة 5 F-المستويات الفرعية التي تشكل الأسرة الأكتينيدات. لاحظ أن 6 د- و 5 F- تمتلك المستويات الفرعية طاقات قريبة لدرجة أن التكوين الإلكتروني لذرات الأكتينيدات غالبًا ما لا يطيع القاعدة ( ن+ل). ولكن في هذه الحالة قيمة التكوين الدقيقة هي 5 F ت 5د م ليس مهمًا جدًا، لأنه له تأثير ضعيف إلى حد ما على الخواص الكيميائية للعنصر.

في اللورنسيوم Lr (Z=103)، يصل الإلكترون الجديد إلى 6 د-المستوى الفرعي. يتم وضع هذا العنصر أحيانًا تحت اللوتيتيوم في الجدول الدوري. ولم تكتمل الفترة السابعة. العناصر 104 – 109 غير مستقرة وخصائصها غير معروفة. وهكذا، مع زيادة الشحنة النووية، تتكرر الهياكل الإلكترونية المماثلة للمستويات الخارجية بشكل دوري. وفي هذا الصدد، ينبغي أيضًا توقع حدوث تغييرات دورية في خصائص العناصر المختلفة.

التغير الدوري في خواص ذرات العناصر الكيميائية

تتجلى الخواص الكيميائية لذرات العناصر من خلال تفاعلها. تحدد أنواع تكوينات مستويات الطاقة الخارجية للذرات السمات الرئيسية لسلوكها الكيميائي.

خصائص ذرة كل عنصر والتي تحدد سلوكها في التفاعلات الكيميائية هي طاقة التأين، والألفة الإلكترونية، والسالبية الكهربية.

طاقة التأين هي الطاقة اللازمة لإزالة وإزالة الإلكترون من الذرة. كلما انخفضت طاقة التأين، زادت قوة الاختزال للذرة. ولذلك فإن طاقة التأين هي مقياس لقدرة الاختزال للذرة.

تسمى طاقة التأين اللازمة لإزالة الإلكترون الأول طاقة التأين الأولى I 1 . تسمى الطاقة اللازمة لإزالة الإلكترون الثاني طاقة التأين الثانية I 2، وما إلى ذلك. وفي هذه الحالة، تسري المتباينة التالية

أنا 1< I 2 < I 3 .

يحدث فصل وإزالة الإلكترون من ذرة متعادلة بسهولة أكبر من فصله من أيون مشحون.

القيمة القصوى لطاقة التأين تتوافق مع الغازات النبيلة. الفلزات القلوية لديها الحد الأدنى من طاقة التأين.

خلال فترة واحدة، تتغير طاقة التأين بشكل غير رتيب. في البداية، يتناقص عند الانتقال من العناصر s إلى العناصر p الأولى. ثم يزداد في العناصر p اللاحقة.

داخل إحدى المجموعات، كلما زاد العدد الذري لعنصر ما، انخفضت طاقة التأين، وذلك بسبب زيادة المسافة بين المستوى الخارجي والنواة.

الألفة الإلكترونية هي الطاقة (المشار إليها بالحرف E) التي يتم إطلاقها عندما يرتبط الإلكترون بالذرة. وبقبول الإلكترون، تصبح الذرة أيونًا سالب الشحنة. يزداد الألفة الإلكترونية خلال الدورة، ولكن كقاعدة عامة، يتناقص في المجموعة.

الهالوجينات لديها أعلى ألفة الإلكترون. ومن خلال إضافة الإلكترون المفقود لإكمال الغلاف، يكتسبون التكوين الكامل لذرة الغاز النبيل.

السالبية الكهربية هي مجموع طاقة التأين وتقارب الإلكترون

تزداد السالبية الكهربية في فترة ما وتنخفض في مجموعة فرعية.

ليس للذرات والأيونات حدود محددة بدقة بسبب الطبيعة الموجية للإلكترون. ولذلك، يتم تحديد نصف قطر الذرات والأيونات بشكل تقليدي.

لوحظت أكبر زيادة في نصف قطر الذرات في عناصر الفترات الصغيرة، التي يمتلئ فيها مستوى الطاقة الخارجي فقط، وهو أمر نموذجي للعناصر s و p. بالنسبة للعناصر d وf، لوحظت زيادة أكثر سلاسة في نصف القطر مع زيادة الشحنة النووية.

داخل المجموعة الفرعية، يزداد نصف قطر الذرات مع زيادة عدد مستويات الطاقة.

التكوين الإلكترونيةذرة - إنه تمثيل عددي لمداراته الإلكترونية. مدارات الإلكترون هي مناطق ذات أشكال مختلفة تقع حول نواة الذرة، ومن المحتمل رياضيًا العثور على إلكترون فيها. يساعدك التكوين الإلكتروني على معرفة عدد مدارات الإلكترون الموجودة في الذرة بسرعة وسهولة، بالإضافة إلى تحديد عدد الإلكترونات في كل مدار. بعد قراءة هذه المقالة، سوف تتقن طريقة رسم التكوينات الإلكترونية.

1. أوجد العدد الذري لذرتك. كل ذرة لها عدد معين من الإلكترونات المرتبطة بها. ابحث عن رمز الذرة في الجدول الدوري. العدد الذري هو عدد صحيح موجب يبدأ من 1 (للهيدروجين) ويزيد بمقدار واحد لكل ذرة لاحقة. العدد الذري هو عدد البروتونات الموجودة في الذرة، وبالتالي فهو أيضًا عدد إلكترونات الذرة ذات الشحنة الصفرية.
2. تحديد شحنة الذرة. تحتوي الذرات المحايدة على نفس عدد الإلكترونات كما هو موضح في الجدول الدوري. ومع ذلك، فإن الذرات المشحونة سيكون لها إلكترونات أكثر أو أقل، اعتمادا على حجم شحنتها. إذا كنت تتعامل مع ذرة مشحونة، قم بإضافة أو طرح إلكترونات على النحو التالي: أضف إلكترونًا واحدًا لكل شحنة سالبة واطرح واحدًا لكل شحنة موجبة.
   • على سبيل المثال، ذرة الصوديوم ذات الشحنة -1 سيكون لها إلكترون إضافي فضلاً عن ذلكإلى العدد الذري الأساسي 11. وبعبارة أخرى، ستحتوي الذرة على إجمالي 12 إلكترونًا.
3. تذكر القائمة الأساسية للمدارات. مع زيادة عدد الإلكترونات في الذرة، فإنها تملأ المستويات الفرعية المختلفة للغلاف الإلكتروني للذرة وفقًا لتسلسل محدد. يحتوي كل مستوى فرعي من غلاف الإلكترون، عند امتلائه، على عدد زوجي من الإلكترونات. المستويات الفرعية التالية متاحة:
   • المستوى الفرعي(أي رقم في التكوين الإلكتروني يأتي قبل الحرف "s") يحتوي على مدار واحد، ووفقًا لـ مبدأ باولي، يمكن أن يحتوي مدار واحد على إلكترونين كحد أقصى، وبالتالي، يمكن أن يحتوي كل مستوى فرعي s من غلاف الإلكترون على إلكترونين.
   • ف المستوى الفرعييحتوي على 3 مدارات، وبالتالي يمكن أن يحتوي على 6 إلكترونات كحد أقصى.
   • د-المستوى الفرعييحتوي على 5 مدارات، لذلك يمكن أن يحتوي على ما يصل إلى 10 إلكترونات.
   • و-مستوى فرعييحتوي على 7 مدارات، لذلك يمكن أن يحتوي على ما يصل إلى 14 إلكترونًا.
4. فهم تدوين التكوين الإلكتروني. تتم كتابة تكوينات الإلكترون لتظهر بوضوح عدد الإلكترونات في كل مدار. تتم كتابة المدارات بشكل تسلسلي، مع كتابة عدد الذرات في كل مدار كخط مرتفع على يمين اسم المدار. يأخذ التكوين الإلكتروني المكتمل شكل سلسلة من تسميات المستويات الفرعية والأحرف الفوقية.
   • هنا، على سبيل المثال، أبسط التكوين الإلكتروني: 1س 2 2س 2 2ص 6 .يوضح هذا الترتيب أن هناك إلكترونين في المستوى الفرعي 1s، وإلكترونين في المستوى الفرعي 2s، وستة إلكترونات في المستوى الفرعي 2p. 2 + 2 + 6 = 10 إلكترونات إجمالاً. هذا هو التكوين الإلكتروني لذرة النيون المحايدة (العدد الذري للنيون -10).
5. تذكر ترتيب المدارات. ضع في اعتبارك أن مدارات الإلكترون مرقمة حسب زيادة عدد غلاف الإلكترون، ولكنها مرتبة حسب الترتيب المتزايد للطاقة. على سبيل المثال، يحتوي المدار 4s 2 المملوء على طاقة أقل (أو أقل حركة) من المدار 3d 10 المملوء أو المملوء جزئيًا، لذلك تتم كتابة المدار 4s أولاً. بمجرد معرفة ترتيب المدارات، يمكنك بسهولة ملؤها حسب عدد الإلكترونات الموجودة في الذرة. ترتيب ملء المدارات هو كما يلي:
6. 1 ثانية،2s، 2p، 3s، 3p، 4s، 3d، 4p، 5s، 4d، 5p، 6s، 4f، 5d، 6p، 7s، 5f، 6d، 7p.

• سيكون التكوين الإلكتروني للذرة الذي تمتلئ فيه جميع المدارات كما يلي:

1س 2

2ق 22ص6

3س 2 3ع 6

4س 2 3د 10 4ف 6

5ث 2 4د 10 5ص 6

6ث 2 4ف 14 5د 10 6ص 6

7ث 2 5ف 14 6د 10 7ص 6

• لاحظ أن الإدخال أعلاه، عند امتلاء جميع المدارات، هو التكوين الإلكتروني للعنصر Uuo (الأونوكتيوم) 118، وهو أعلى ذرة مرقمة في الجدول الدوري. ولذلك، فإن هذا التكوين الإلكتروني يحتوي على جميع المستويات الفرعية الإلكترونية المعروفة حاليًا للذرة المشحونة بشكل متعادل.

• لفهم هذا المفهوم، سيكون من المفيد كتابة مثال للتكوين. لنكتب تكوين الزنك (العدد الذري 30) باستخدام الاختصار الذي يتضمن الغاز النبيل. يبدو التكوين الكامل للزنك كما يلي: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10. ومع ذلك، نرى أن 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 هو التوزيع الإلكتروني للأرجون، وهو غاز نبيل. ما عليك سوى استبدال جزء من التكوين الإلكتروني للزنك بالرمز الكيميائي للأرجون بين قوسين مربعين (.)
• لذلك، فإن التكوين الإلكتروني للزنك، المكتوب بشكل مختصر، له الشكل: 4س 2 3د 10 .