원자의 전자 구조. 원자 구조 다이어그램: 핵, 전자 껍질

24.09.2019

멘델레예프의 원소 주기율표. 원자의 구조.

멘델레예프의 원소 주기 체계 - 화학적 분류. 러시아어가 만든 요소. 과학자 D.I. Mendeleev는 그가 발견한 주기성을 기반으로 합니다(1869년). 법.

현대의 주기적인 공식화 법칙: 원소의 특성(단순 화합물과 화합물로 나타남)은 주기에서 발견됩니다. 원자핵의 전하량에 따라 달라집니다.

원자핵 Z의 전하는 화학물질의 원자(서수) 번호와 같습니다. 추신의 요소 이자형. M. 모든 원소를 오름차순 Z로 배열하면 (수소 H, Z = 1, 헬륨 He, Z = 2, 리튬 Li, Z == 3, 베릴륨 Be, Z = 4 등) 7개 기간. 각 기간마다 해당 기간의 첫 번째 원소(알칼리 금속)부터 마지막 원소(희가스)까지 원소 특성의 규칙적인 변화가 관찰됩니다. 첫 번째 기간에는 2개의 요소가 포함됩니다. 2번째와 3번째는 각각 8개 요소, 4번째와 5번째는 18개, 6번째는 32개입니다. 7번째 기간에는 19개의 요소가 알려져 있습니다. 두 번째 및 세 번째 기간은 일반적으로 작은 기간이라고 하며 이후의 모든 기간은 큰 기간이라고 합니다. 마침표를 가로 행 형태로 배열하면 결과는 다음과 같습니다. 테이블에는 8개의 수직선이 표시됩니다. 기둥; 이는 속성이 유사한 요소 그룹입니다.

그룹 내 원소의 특성도 Z의 증가에 따라 자연스럽게 변합니다. 예를 들어 Li-Na-K-Rb-Cs-Fr 그룹에서는 화학 함량이 증가합니다. 금속의 활성이 강화됩니다. 산화물과 수산화물의 성질.

원자 구조 이론에 따르면 요소 특성의 주기성은 핵 주위의 전자 껍질 형성 법칙에 의해 결정됩니다. 원소의 Z가 증가함에 따라 원자는 더욱 복잡해집니다. 핵을 둘러싸는 전자의 수가 증가하고 하나의 전자 껍질 채우기가 끝나고 다음 외부 껍질의 형성이 시작되는 순간이 옵니다. Mendeleev 시스템에서 이는 새로운 기간의 시작과 일치합니다. 새로운 껍질에 1, 2, 3 등의 전자를 가진 원소는 그 수가 내부에 있지만 1, 2, 3 등의 외부 전자를 가진 원소와 특성이 유사합니다. 하나(또는 여러 개) 더 적은 전자 껍질이 있었습니다. Na는 Li(외부 전자 1개)와 유사하고 Mg는 Be(외부 전자 2개)와 유사합니다. A1 - B (외부 전자 3개) 등 P. s의 원소 위치 이자형. M.은 화학 물질과 관련이 있습니다. 그리고 더 많은 물리적 성.

많은(약 1000개) 그래픽 옵션이 제안되었습니다. 추신의 이미지. 이자형. M. P.s의 가장 일반적인 2가지 변종. 이자형. M. - 짧고 긴 테이블; k.-l. 그들 사이에는 근본적인 차이가 없습니다. 부록에는 짧은 테이블 옵션 중 하나가 포함되어 있습니다. 표에서 기간 번호는 첫 번째 열에 제공됩니다(아라비아 숫자 1 - 7로 표시). 그룹 번호는 상단에 로마 숫자 I - VIII로 표시됩니다. 각 그룹은 a와 b라는 두 개의 하위 그룹으로 나뉩니다. 때때로 호출되는 작은 주기의 요소로 시작되는 요소 세트입니다. 주요 하위 그룹은 a-m 및 (Li는 알칼리 금속의 하위 그룹을 향합니다. F-할로겐, He-불활성 가스 등)입니다. 이 경우 큰 주기의 요소의 나머지 하위 그룹이 호출됩니다. 부작용.

Z = 58 - 71인 원소는 원자 구조가 특별히 가깝고 화학적 성질이 유사하기 때문입니다. St.는 그룹 III에 포함된 란탄족을 구성하지만 편의상 표 하단에 배치됩니다. Z = 90 - 103인 원소는 종종 같은 이유로 악티늄족으로 분류됩니다. 그 뒤에는 Z = 104인 요소(curchatovy)와 Z = 105인 요소(Nilsborium 참조)가 옵니다. 1974년 7월 올빼미. 물리학자들은 1월에 Z=106인 원소의 발견을 보고했습니다. 1976 - Z = 107인 요소. 나중에 Z = 108 및 109인 요소가 합성되었습니다. 추신의 국경. 이자형. M.은 알려져 있습니다. 핵 전하가 1보다 작은 원소는 존재할 수 없기 때문에 수소에 의해 제공됩니다. 문제는 P.s의 상한이 무엇인지입니다. 이자형. M., 즉 예술이 도달할 수 있는 극한의 가치까지. 요소의 합성은 아직 해결되지 않은 상태로 남아 있습니다. (중핵은 불안정하므로 Z = 95인 아메리슘 및 후속 원소는 자연에서 발견되지 않지만 핵 반응에서 얻어집니다. 그러나 더 멀리 떨어진 초우라늄 원소 영역에서는 소위 안정도 섬이 나타날 것으로 예상됩니다. , 특히 Z = 114의 경우.) B 예술 주기적으로 새로운 요소를 합성합니다. 법률 및 추신. 이자형. M.이 주요 역할을 합니다. 멘델레예프의 법칙과 체계는 자연과학의 가장 중요한 일반화 중 하나이며 현대 과학의 기초를 형성합니다. 섬의 구조에 관한 가르침.

원자의 전자 구조.

이 단락과 다음 단락에서는 원자의 전자 껍질 모델에 대해 설명합니다. 우리가 이야기하고 있다는 것을 이해하는 것이 중요합니다. 모델. 물론 실제 원자는 더 복잡하며 우리는 여전히 원자에 대해 모든 것을 알지 못합니다. 그러나 원자의 전자 구조에 대한 현대 이론적 모델은 화학 원소의 많은 특성을 성공적으로 설명하고 예측할 수 있게 해주기 때문에 자연 과학에서 널리 사용됩니다.

우선 N. Bohr가 제안한 "행성" 모델을 더 자세히 살펴보겠습니다(그림 2-3 c).

쌀. 2-3 다. 보어의 "행성" 모델.

1913년 덴마크 물리학자 N. 보어(N. Bohr)는 행성이 태양 주위를 회전하는 것과 거의 같은 방식으로 전자 입자가 원자핵 주위를 회전하는 원자 모델을 제안했습니다. 보어는 원자 내의 전자가 핵으로부터 일정한 거리만큼 떨어진 궤도에서만 안정적으로 존재할 수 있다고 제안했습니다. 그는 이 궤도를 정지 상태라고 불렀습니다. 정지 궤도 밖에서는 전자가 존재할 수 없습니다. 왜 그랬는지는 당시 보어는 설명할 수 없었습니다. 그러나 그는 그러한 모델이 많은 실험적 사실을 설명할 수 있음을 보여주었습니다(이에 대해서는 단락 2.7에서 더 자세히 논의됩니다).

보어 모델의 전자 궤도는 정수 1, 2, 3, ...으로 지정됩니다. N, 코어에 가장 가까운 것부터 시작합니다. 다음에서는 그러한 궤도를 부르겠습니다. 레벨. 수소 원자의 전자 구조를 설명하려면 수준만으로도 충분합니다. 그러나 더 복잡한 원자에서는 그 수준이 비슷한 에너지로 구성되어 있음이 밝혀졌습니다. 하위 레벨. 예를 들어 레벨 2는 두 개의 하위 레벨(2s 및 2p)로 구성됩니다. 세 번째 레벨은 그림과 같이 3개의 하위 레벨(3s, 3p 및 3d)로 구성됩니다. 2-6. 네 번째 수준(그림에 맞지 않음)은 하위 수준 4s, 4p, 4d, 4f로 구성됩니다. 섹션 2.7에서 우리는 이러한 하위 준위의 이름이 정확히 어디서 유래했는지, 그리고 원자의 전자 준위와 하위 준위를 "볼" 수 있게 한 물리적 실험에 대해 설명할 것입니다.

쌀. 2-6. 수소 원자보다 더 복잡한 원자에 대한 보어의 모델. 도면의 축척은 일정하지 않습니다. 실제로 동일한 레벨의 하위 레벨은 서로 훨씬 더 가깝습니다.

모든 원자의 전자 껍질에는 핵에 양성자가 있는 만큼의 전자가 있으므로 원자 전체는 전기적으로 중성입니다. 원자의 전자는 핵에 가장 가까운 준위와 하위 준위를 차지합니다. 이 경우 전자의 에너지는 더 멀리 있는 준위를 채울 때보다 적기 때문입니다. 각 레벨과 하위 레벨은 특정 수의 전자만 보유할 수 있습니다.

하위 수준은 차례로 동일한 에너지로 구성됩니다. 궤도(그림 2-6에는 표시되지 않음) 비유적으로 말하면, 원자의 전자 구름을 주어진 원자의 모든 전자가 "살고 있는" 도시나 거리에 비유한다면, 레벨은 집에, 하위 레벨은 아파트에, 궤도는 아파트에 비유될 수 있습니다. 전자를 위한 공간. 모든 하위 수준의 모든 궤도는 동일한 에너지를 갖습니다. s-하위 레벨에는 궤도라는 "방"이 하나만 있습니다. p-하위 준위에는 3개의 오비탈이 있고, d-하위 수준에는 5개가 있으며, f-하위 수준에는 최대 7개의 오비탈이 있습니다. 하나 또는 두 개의 전자가 각 "방" 궤도에 "살아" 있을 수 있습니다. 하나의 오비탈에 2개 이상의 전자가 존재하는 것을 금지하는 것을 금지라고 합니다. 파울리의 금지- 원자 구조의 중요한 특징을 발견한 과학자의 이름을 따서 명명되었습니다. 원자의 각 전자는 고유한 "주소"를 가지며, 이는 "양자"라고 불리는 4개의 숫자 집합으로 작성됩니다. 양자수는 2.7절에서 자세히 논의될 것이다. 여기서는 주요 양자수만 언급하겠습니다. N(그림 2-6 참조) 이는 전자의 "주소"에서 이 전자가 존재하는 수준의 번호를 나타냅니다.

원자의 구성.

원자는 다음과 같이 구성됩니다. 원자핵그리고 전자 껍질.

원자의 핵은 양성자로 구성됩니다 ( p+) 및 중성자( N 0). 대부분의 수소 원자는 하나의 양성자로 구성된 핵을 가지고 있습니다.

양성자의 수 N(p+)는 핵전하량( 지) 및 자연 원소 계열(및 원소 주기율표)에 있는 원소의 서수입니다.

N(피 +) = 지

중성자의 합 N(N 0), 간단히 문자로 표시 N및 양성자 수 지~라고 불리는 질량수그리고 문자로 지정됩니다 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 질량은 1840배이므로 원자의 질량은 핵의 질량과 거의 같습니다.

원자의 모양은 구형이다. 핵의 반지름은 원자의 반지름보다 약 100,000배 작습니다.

화학 원소- 동일한 핵 전하(핵에 동일한 수의 양성자를 가짐)를 갖는 원자 유형(원자 집합).

동위 원소- 핵에 동일한 수의 중성자를 갖는 동일한 원소의 원자 모음(또는 핵에 동일한 수의 양성자와 동일한 수의 중성자를 갖는 원자 유형).

서로 다른 동위원소는 원자핵의 중성자 수가 서로 다릅니다.

개별 원자 또는 동위원소 지정: (E - 원소 기호), 예: .

원자의 전자 껍질의 구조

원자 궤도- 원자 내 전자의 상태. 궤도의 기호는 이다. 각 궤도에는 해당 전자 구름이 있습니다.

바닥(자극되지 않은) 상태의 실제 원자 궤도는 네 가지 유형이 있습니다. 에스, 피, 디그리고 에프.

전자 클라우드- 전자가 90% 이상의 확률로 발견될 수 있는 공간의 부분.

메모: 때로는 “원자궤도”와 “전자구름”의 개념이 구분되지 않아 둘 다 “원자궤도”라고 부르는 경우도 있습니다.

원자의 전자 껍질은 층으로 되어 있습니다. 전자층같은 크기의 전자 구름으로 형성됩니다. 한 층의 궤도가 형성됨 전자("에너지") 수준, 그들의 에너지는 수소 원자에서는 동일하지만 다른 원자에서는 다릅니다.

동일한 유형의 궤도는 다음과 같이 그룹화됩니다. 전자 (에너지)하위 수준:
에스-하위 레벨(하나로 구성됨) 에스-궤도), 기호 - .
피-하위 레벨(3개로 구성됨) 피
디-하위 레벨(5개로 구성됨) 디-궤도), 기호 - .
에프-하위 레벨(7개로 구성됨) 에프-궤도), 기호 - .

동일한 하위 수준의 궤도의 에너지는 동일합니다.

하위 레벨을 지정할 때 레이어(전자 레벨) 번호가 하위 레벨 기호에 추가됩니다. 예: 2 에스, 3피, 5디수단 에스-두 번째 수준의 하위 수준, 피- 세 번째 레벨의 하위 레벨, 디-다섯 번째 레벨의 하위 레벨.

한 수준의 총 하위 수준 수는 수준 수와 같습니다. N. 한 수준의 총 궤도 수는 다음과 같습니다. N 2. 따라서 한 층의 총 구름 수는 다음과 같습니다. N 2 .

명칭: - 자유 궤도(전자 없음), - 짝을 이루지 않은 전자가 있는 궤도, - 전자쌍이 있는 궤도(전자 2개 포함).

전자가 원자의 궤도를 채우는 순서는 세 가지 자연 법칙에 의해 결정됩니다(공식은 단순화된 용어로 제공됨).

1. 최소 에너지의 원리 - 전자는 오비탈의 에너지가 증가하는 순서대로 오비탈을 채웁니다.

2. 파울리 원리 - 하나의 궤도에는 2개 이상의 전자가 있을 수 없습니다.

3. Hund의 규칙 - 하위 수준 내에서 전자는 먼저 빈 궤도를 채우고(한 번에 하나씩) 그 후에만 전자 쌍을 형성합니다.

전자 준위(또는 전자층)의 총 전자 수는 2개입니다. N 2 .

에너지에 따른 하위 수준의 분포는 다음과 같이 표현됩니다(에너지가 증가하는 순서대로).

1에스, 2에스, 2피, 3에스, 3피, 4에스, 3디, 4피, 5에스, 4디, 5피, 6에스, 4에프, 5디, 6피, 7에스, 5에프, 6디, 7피 ...

이 시퀀스는 에너지 다이어그램으로 명확하게 표현됩니다.

준위, 하위 준위 및 궤도(원자의 전자 구성)에 걸친 원자 전자의 분포는 전자 공식, 에너지 다이어그램 또는 더 간단하게 전자층 다이어그램("전자 다이어그램")으로 묘사될 수 있습니다.

원자의 전자 구조의 예:

원자가 전자- 화학 결합 형성에 참여할 수 있는 원자의 전자. 모든 원자에 대해 이들은 모든 외부 전자와 에너지가 외부 전자보다 큰 사전 외부 전자를 더한 것입니다. 예를 들어 Ca 원자에는 4개의 외부 전자가 있습니다. 에스 2, 그들은 또한 원자가이다; Fe 원자는 4개의 외부 전자를 가지고 있습니다. 에스 2개인데 그 사람은 3개가 있어요 디 6이므로 철 원자는 8개의 원자가 전자를 가지고 있습니다. 칼슘 원자의 원자가 전자식은 4입니다. 에스 2, 철 원자 - 4 에스 2 3디 6 .

D. I. Mendeleev의 화학 원소 주기율표
(화학 원소의 자연계)

화학 원소의 주기 법칙(현대식 공식): 화학 원소의 특성과 그에 의해 형성된 단순하고 복잡한 물질은 주기적으로 원자핵의 전하 값에 따라 달라집니다.

주기율표- 주기율의 그래픽 표현.

화학 원소의 자연 계열- 원자핵의 양성자 수가 증가함에 따라 배열된 일련의 화학 원소, 또는 동일한 원자핵의 전하 증가에 따라 배열됩니다. 이 계열의 원소의 원자 번호는 이 원소의 원자핵에 있는 양성자의 수와 같습니다.

화학 원소 표는 자연 계열의 화학 원소를 다음과 같이 "절단"하여 구성됩니다. 미문원자의 전자 구조가 유사한 원소의 그룹(표의 가로 행)과 그룹(표의 세로 열)입니다.

요소를 그룹으로 결합하는 방식에 따라 테이블이 달라질 수 있습니다. 장기간(같은 수와 유형의 원자가 전자를 가진 원소는 그룹으로 수집됩니다) 짧은 기간(같은 수의 원자가 전자를 가진 원소는 그룹으로 수집됩니다).

단기 테이블 그룹은 하위 그룹( 기본그리고 옆), 장기 테이블의 그룹과 일치합니다.

같은 주기의 원소의 모든 원자는 주기 수와 동일한 수의 전자층을 갖습니다.

기간의 원소 수: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. 제8기 원소의 대부분은 인위적으로 획득되었으며, 이 기간의 마지막 원소는 아직 합성되지 않았습니다. 첫 번째 기간을 제외한 모든 기간은 알칼리 금속 형성 원소(Li, Na, K 등)로 시작하여 희가스 형성 원소(He, Ne, Ar, Kr 등)로 끝납니다.

단기표에는 8개의 그룹이 있고 각 그룹은 두 개의 하위 그룹(주 및 보조)으로 나뉘며, 장기표에는 16개의 그룹이 있으며 로마 숫자로 A 또는 B로 번호가 매겨져 있습니다. 예: IA, IIIB, VIA, VIIB. 장주기표의 그룹 IA는 단주기표의 첫 번째 그룹의 주요 하위 그룹에 해당합니다. 그룹 VIIB - 일곱 번째 그룹의 보조 하위 그룹: 나머지 그룹 - 유사합니다.

화학 원소의 특성은 그룹과 기간에 따라 자연스럽게 변경됩니다.

기간 중(일련 번호가 증가함)

핵전하 증가
외부 전자의 수가 증가하고,
원자의 반경이 감소하고,
전자와 핵 사이의 결합 강도가 증가하고(이온화 에너지),
전기 음성도가 증가하고,
단순 물질의 산화 특성이 향상됩니다("비금속성").
단순 물질의 환원 특성이 약화됩니다("금속성").
수산화물 및 해당 산화물의 기본 특성을 약화시키고,
수산화물과 그에 상응하는 산화물의 산성 특성이 증가합니다.

그룹 내(일련번호 증가)

핵전하 증가
원자 반경이 증가합니다(A 그룹에서만).
전자와 핵 사이의 결합 강도가 감소합니다(이온화 에너지, A 그룹에서만).
전기 음성도가 감소합니다(A 그룹에서만).
단순 물질의 산화 특성이 약화됩니다 ( "비금속 성", A 그룹에서만).
단순 물질의 환원 특성이 향상됩니다("금속성"; A 그룹에서만).
수산화물 및 해당 산화물의 기본 특성이 증가합니다(A 그룹에서만).
수산화물 및 해당 산화물의 산성 특성을 약화시킵니다(A 그룹에만 해당).
수소 화합물의 안정성이 감소합니다 (환원 활성이 증가합니다. A 그룹에서만).

"주제 9. "원자의 구조에 관한 작업 및 테스트. D. I. Mendeleev (PSHE) "."의 주기율 및 화학 원소주기 시스템.

주기율 - 원자의 주기율과 구조 8~9등급
알아야 할 사항: 궤도를 전자로 채우는 법칙(최소 에너지 원리, 파울리 원리, 훈트의 법칙), 원소 주기율표의 구조.
주기율표의 원소 위치에 따라 원자의 구성을 결정하고, 반대로 그 구성을 알고 주기율표에서 원소를 찾을 수 있어야 합니다. 구조 다이어그램, 원자, 이온의 전자 구성을 묘사하고, 반대로 다이어그램과 전자 구성에서 PSCE의 화학 원소 위치를 결정합니다. PSCE에서의 위치에 따라 구성 요소와 물질을 특성화합니다. 주기율표의 한 주기와 하나의 주요 하위 그룹 내에서 원자 반경, 화학 원소의 특성 및 이들이 형성하는 물질의 변화를 결정합니다.
예시 1.세 번째 전자 준위의 궤도함수 수를 결정합니다. 이 궤도는 무엇입니까?
궤도 수를 결정하기 위해 공식을 사용합니다. N궤도 = N 2 어디 N- 레벨 번호. N궤도 = 3 2 = 9. 1 3 에스-, 3개 3 피-그리고 5개 3 디-궤도.
예시 2.어떤 원소의 원자가 전자식 1을 가지고 있는지 확인하세요 에스 2 2에스 2 2피 6 3에스 2 3피 1 .
어떤 원소인지 확인하려면 원자의 총 전자 수와 동일한 원자 번호를 알아야합니다. 이 경우: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. 이것은 알루미늄입니다.
필요한 모든 내용을 학습했는지 확인한 후 작업 완료를 진행하세요. 우리는 당신의 성공을 기원합니다.

추천 도서:
- O. S. Gabrielyan 외 11학년 화학. 엠., 버스타드, 2002;
- G. E. 루지티스, F. G. 펠드만. 화학 11학년. 엠., 교육, 2001.

화학 반응 중에 반응하는 원자의 핵은 (방사성 변환을 제외하고) 변하지 않기 때문에 원자의 화학적 특성은 전자 껍질의 구조에 따라 달라집니다. 이론 원자의 전자 구조양자 역학 장치를 기반으로 구축되었습니다. 따라서 원자 에너지 준위의 구조는 원자핵 주변 공간에서 전자를 찾을 확률에 대한 양자 역학적 계산을 기반으로 얻을 수 있습니다 ( 쌀. 4.5).

쌀. 4.5. 에너지 수준을 하위 수준으로 나누는 계획

원자의 전자 구조 이론의 기본은 다음 조항으로 축소됩니다. 원자의 각 전자 상태는 4개의 양자수로 특징 지어집니다. 주요 양자수 n = 1, 2, 3,; 궤도 (방위각) l=0,1,2, n–1; 자기 중 엘 = -l, –1,0,1,  엘; 회전 중 에스 = -1/2, 1/2 .

에 따르면 파울리 원리, 동일한 원자에는 동일한 4개의 양자수 집합을 갖는 두 개의 전자가 있을 수 없습니다. 엔, 엘, 엠 엘 , 중 에스; 동일한 주양자수 n을 갖는 전자 집합은 전자층, 즉 원자의 에너지 준위를 형성하며, 핵부터 번호가 매겨지고 다음과 같이 표시됩니다. K, L, M, N, O, P, Q, 그리고 주어진 값을 가진 에너지 층에서 N이하일 수 있다 2n 2 전자. 동일한 양자수를 갖는 전자의 집합 N그리고 엘, 핵심에서 멀어짐에 따라 지정되는 하위 수준을 형성합니다. 초, 피, 디, 에프.

원자핵 주변 공간에서 전자의 위치를 확률적으로 결정하는 것은 하이젠베르크의 불확정성 원리에 해당합니다. 양자역학적 개념에 따르면, 원자 내의 전자는 특정한 운동 궤적을 갖지 않고 핵 주변 공간의 어느 부분에도 위치할 수 있으며, 그 다양한 위치는 일정한 음전하 밀도를 갖는 전자 구름으로 간주됩니다. 전자가 발견될 가능성이 가장 높은 핵 주변의 공간을 다음과 같이 부릅니다. 궤도 함수. 전자구름의 약 90%를 포함하고 있습니다. 각 하위 수준 1초, 2초, 2p등. 특정 모양의 특정 수의 궤도에 해당합니다. 예를 들어, 1초- 그리고 2초-궤도는 구형이고 2p-궤도( 2p 엑스 , 2p 와이 , 2p 지-오비탈)은 서로 수직 방향으로 향하고 아령 모양( 쌀. 4.6).

쌀. 4.6. 전자 궤도의 모양과 방향.

화학 반응 중에 원자핵은 변화하지 않고 원자의 전자 껍질만 변하며, 그 구조는 화학 원소의 많은 특성을 설명합니다. 원자의 전자구조 이론을 바탕으로 멘델레예프의 화학원소주기법칙의 심오한 물리적 의미를 확립하고 화학결합이론을 창안하였다.

화학 원소주기 시스템의 이론적 정당화에는 원자 구조에 대한 데이터가 포함되어 화학 원소 특성 변화의 주기성과 원자의 유사한 유형의 전자 구성의 주기적 반복 사이의 연관성이 있음을 확인합니다.

원자 구조 교리에 비추어 볼 때, 멘델레예프가 모든 원소를 7개의 주기로 나누는 것은 정당합니다. 주기의 수는 전자로 채워진 원자의 에너지 준위 수에 해당합니다. 짧은 주기에서는 원자핵의 양전하가 증가함에 따라 외부 준위의 전자 수가 증가합니다(첫 번째 주기에서는 1에서 2로, 두 번째 및 세 번째 주기에서는 1에서 8로). 요소 특성의 변화: 기간의 시작 부분(첫 번째 제외)에는 알칼리 금속이 있으며, 금속 특성이 점진적으로 약화되고 비금속 특성이 강화되는 것이 관찰됩니다. 이 패턴은 두 번째 기간의 요소에서 추적할 수 있습니다. 표 4.2.

표 4.2.

큰 주기에서는 핵의 전하가 증가함에 따라 전자로 준위를 채우는 것이 더 어려워지며, 이는 작은 주기의 원소에 비해 원소 특성의 더 복잡한 변화를 설명합니다.

하위 그룹의 화학 원소 특성의 동일한 특성은 다음과 같이 외부 에너지 수준의 유사한 구조로 설명됩니다. 테이블 4.3, 알칼리 금속의 하위 그룹에 대해 전자로 에너지 준위를 채우는 순서를 보여줍니다.

표 4.3.

그룹 번호는 일반적으로 화학 결합 형성에 참여할 수 있는 원자 내 전자 수를 나타냅니다. 이는 그룹 번호의 물리적 의미입니다. 주기율표의 네 자리에서는 원자량이 증가하는 순서로 원소가 배열되어 있지 않습니다. 아칸소그리고 케이,공동그리고 니,티이자형그리고 나,목그리고 아빠. 이러한 편차는 화학 원소 주기율표의 단점으로 간주되었습니다. 원자 구조의 교리는 이러한 편차를 설명했습니다. 핵 전하의 실험적 결정은 이들 원소의 배열이 핵 전하의 증가에 해당한다는 것을 보여주었습니다. 또한 원자핵 전하의 실험적 측정을 통해 수소와 우라늄 사이의 원소 수와 란탄족 원소의 수를 측정할 수 있었습니다. 이제 주기율표의 모든 자리는 다음과 같은 간격으로 채워집니다. Z=1~ 전에 Z=114그러나 주기율표가 완전하지 않아 새로운 초우라늄 원소의 발견이 가능합니다.

모든 물질은 다음과 같은 매우 작은 입자로 구성됩니다. 원자 . 원자는 모든 특성을 유지하는 화학 원소의 가장 작은 입자입니다. 원자의 크기를 상상하려면, 만약 원자들이 서로 가까이 배치될 수 있다면, 백만 개의 원자가 단지 0.1mm의 거리를 차지할 것이라고 말하는 것만으로도 충분합니다.

물질 구조에 대한 과학의 발전은 원자도 복잡한 구조를 가지고 있으며 전자와 양성자로 구성되어 있음을 보여주었습니다. 이것이 물질 구조의 전자 이론이 발생한 방법입니다.

고대에는 양극과 음극의 두 가지 유형의 전기가 있다는 것이 발견되었습니다. 신체에 포함된 전기량을 전하라고 부르게 되었습니다. 신체가 가지고 있는 전기의 종류에 따라 전하는 양전하일 수도 있고 음전하일 수도 있습니다.

또한 같은 전하는 밀어내고 다른 전하는 끌어당긴다는 것이 실험적으로 확립되었습니다.

고려해 봅시다 원자의 전자 구조. 원자는 자신보다 훨씬 작은 입자로 구성되어 있습니다. 전자.

정의:전자는 가장 작은 음전하를 갖는 물질의 가장 작은 입자입니다.

전자는 하나 이상의 핵으로 구성된 중심 핵 주위를 공전합니다. 양성자그리고 중성자, 동심 궤도에서. 전자는 음전하를 띤 입자이고, 양성자는 양전하를 띠며, 중성자는 중성입니다(그림 1.1).

정의:양성자는 가장 작은 양전하를 갖는 물질의 가장 작은 입자입니다.

전자와 양성자의 존재는 의심의 여지가 없습니다. 과학자들은 전자와 양성자의 질량, 전하 및 크기를 결정했을 뿐만 아니라 이를 다양한 전기 및 무선 공학 장치에서 작동하도록 만들었습니다.

또한 전자의 질량은 이동 속도에 따라 달라지며 전자는 공간에서 앞으로 이동할 뿐만 아니라 축을 중심으로 회전한다는 사실도 밝혀졌습니다.

구조가 가장 간단한 것은 수소 원자이다(그림 1.1). 이는 양성자 핵과 핵 주위를 빠른 속도로 회전하는 전자로 구성되어 원자의 외부 껍질(궤도)을 형성합니다. 더 복잡한 원자에는 전자가 회전하는 여러 껍질이 있습니다.

이 껍질은 핵으로부터 순차적으로 전자로 채워져 있습니다(그림 1.2).

이제 살펴보자 . 가장 바깥쪽 껍질을 껍데기라고 합니다. 원자가이고, 그 안에 포함된 전자의 수를 이라고 한다. 원자가. 핵심에서 멀어질수록 원자가 껍질,따라서 각 원자가 전자가 핵에서 경험하는 인력이 적습니다. 따라서 원자가 껍질이 채워지지 않고 핵에서 멀리 떨어져 있거나 전자를 잃는 경우 원자는 전자를 자신에게 부착하는 능력을 증가시킵니다.
외부 껍질 전자는 에너지를 받을 수 있습니다. 원자가 껍질에 위치한 전자가 외부 힘으로부터 필요한 수준의 에너지를 받으면 전자가 이탈하여 원자를 떠날 수 있습니다. 즉 자유 전자가 될 수 있습니다. 자유전자는 한 원자에서 원자로 무작위로 이동할 수 있습니다. 함유되어 있는 재료는 큰 숫자자유전자라고 불리는 지휘자 .

절연체 , 도체의 반대입니다. 그들은 전류의 흐름을 방지합니다. 절연체는 일부 원자의 원자가 전자가 다른 원자의 원자가 껍질을 채워 결합하기 때문에 안정적입니다. 이는 자유 전자의 형성을 방지합니다.
절연체와 도체 사이의 중간 위치를 차지합니다. 반도체 하지만 이에 대해서는 나중에 이야기하겠습니다.
고려해 봅시다 원자의 성질. 전자와 양성자의 수가 같은 원자는 전기적으로 중성입니다. 하나 이상의 전자를 얻은 원자는 음전하를 띠게 되며 이를 음이온이라고 합니다. 원자가 하나 이상의 전자를 잃으면 양이온이 됩니다. 즉, 양전하를 띠게 됩니다.

요소의 전자 공식을 구성하는 알고리즘:

1. 화학 원소 주기율표 D.I를 사용하여 원자의 전자 수를 결정합니다. 멘델레예프.

2. 요소가 위치한 기간의 수를 사용하여 에너지 수준의 수를 결정합니다. 마지막 전자 레벨의 전자 수는 그룹 번호에 해당합니다.

3. 레벨을 하위 레벨과 오비탈로 나누고 오비탈 채우기 규칙에 따라 전자로 채웁니다.

첫 번째 레벨에는 최대 2개의 전자가 포함된다는 점을 기억해야 합니다. 1초 2, 두 번째 - 최대 8개(2개) 에스그리고 여섯 아르 자형: 2초 2 2p 6), 세 번째 - 최대 18(2개) 에스, 육 피, 그리고 10개 d: 3초 2 3p 6 3d 10).