マンガンの電子殻。 原子の電子配置

元素の原子の電子式を書くときは、エネルギー準位（主量子数の値）を示します n数値の形式 - 1、2、3 など）、エネルギーサブレベル（軌道量子数値） 私文字の形で - s, p, d, f) と上部の数字は、特定のサブレベル内の電子の数を示します。

表の最初の要素は D.I. メンデレーエフは水素なので、原子核の電荷は N 1 に等しい場合、原子には電子が 1 つだけあります。 s-最初のレベルのサブレベル。 したがって、水素原子の電子式は次の形式になります。

2 番目の元素はヘリウムです。その原子には 2 つの電子があるため、ヘリウム原子の電子式は 2 です。 ない 1s 2. 最初のエネルギー準位は電子で満たされており、2 つの電子しか占有できないため、最初の期間には 2 つの元素のみが含まれます。

順番に 3 番目の要素であるリチウムは、すでに第 2 期に入っているため、その第 2 エネルギーレベルは電子で満たされ始めます (これについては上で説明しました)。 第 2 レベルへの電子の充填は以下から始まります。 s-サブレベルなので、リチウム原子の電子式は 3 です。 李 1s 2 2s 1. ベリリウム原子は電子で満たされ完了 s-サブレベル: 4 ヴェ 1s 2 2s 2 .

第 2 周期の後続の要素では、第 2 エネルギー準位は電子で満たされ続けますが、今だけ電子で満たされています。 r-サブレベル: 5 で 1s 2 2s 2 2r 1 ; 6 と 1s 2 2s 2 2r 2 … 10 ネ 1s 2 2s 2 2r 6 .

ネオン原子は電子で満たされます r-サブレベル、この要素は第 2 周期を終了し、8 つの電子を持っています。 s- そして r-サブレベルには 8 個の電子しか含めることができません。

第 3 周期の要素には、第 3 レベルのエネルギーサブレベルを電子で満たすという同様のシーケンスがあります。 この時代のいくつかの元素の原子の電子式は次のとおりです。

11 ナ 1s 2 2s 2 2r 6 3s 1 ; 12 マグネシウム 1s 2 2s 2 2r 6 3s 2 ; 13 アル 1s 2 2s 2 2r 6 3s 2 3p 1 ;

14 シ 1s 2 2s 2 2r 6 3s 2 3p 2 ;…; 18 アル 1s 2 2s 2 2r 6 3s 2 3p 6 .

第 3 周期は、第 2 周期と同様に、完全に電子で満たされた元素 (アルゴン) で終わります。 r-sublevel。ただし、3 番目のレベルには 3 つのサブレベルが含まれます ( s, r, d）。 クレチコフスキーの法則に従ってエネルギーサブレベルを充填する上記の順序によると、サブレベル 3 のエネルギーは dより多くのサブレベル 4 エネルギー sしたがって、アルゴンの隣のカリウム原子とその後ろのカルシウム原子は電子で満たされています 3 s– 第 4 レベルのサブレベル:

19 に 1s 2 2s 2 2r 6 3s 2 3p 6 4s 1 ; 20 Ca 1s 2 2s 2 2r 6 3s 2 3p 6 4s 2 .

21番目の元素であるスカンジウムから始まり、元素の原子のサブレベル3が電子で満たされ始めます。 d。 これらの元素の原子の電子式は次のとおりです。

21 Sc 1s 2 2s 2 2r 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 ; 22 ティ 1s 2 2s 2 2r 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2 .

第24元素（クロム）と第29元素（銅）の原子では、電子の「漏れ」または「抜け」と呼ばれる現象が観察されます。 s– サブレベルが 3 ずつ「低下」します d– サブレベル、途中まで（クロムの場合）または完全に（銅の場合）充填を完了し、原子の安定性の向上に貢献します。

24 Cr 1s 2 2s 2 2r 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 (代わりに...4 s 2 3d 4) そして

29 銅 1s 2 2s 2 2r 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 (代わりに...4) s 2 3d 9).

31番目の元素であるガリウムから始まり、第4準位の電子の充填が続いています。 r– サブレベル:

31 ガ 1s 2 2s 2 2r 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1 …; 36 クローラ 1s 2 2s 2 2r 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 .

この要素は、すでに 18 の要素が含まれている第 4 期を終了します。

エネルギーサブレベルを電子で埋める同様の順序が、第 5 周期の元素の原子でも発生します。 最初の 2 つ (ルビジウムとストロンチウム) については満たされています。 s– 第 5 レベルのサブレベル、次の 10 個の元素 (イットリウムからカドミウムまで) が充填されます。 d– 第 4 レベルのサブレベル。 この周期は 6 つの元素 (インジウムからキセノンまで) によって完了し、その原子は電子で満たされています。 r– 外部のサブレベル、5 番目のレベル。 周期には 18 個の要素もあります。

第 6 周期の要素では、この充填順序に違反します。 通常どおり、周期の初めに、原子が電子で満たされている 2 つの元素があります。 s– 外側の 6 番目のレベルのサブレベル。 その後ろにある次の元素であるランタンは電子で満たされ始めます。 d– 前のレベルのサブレベル、つまり 5 d。 これで電子の充填は完了です5 d- サブレベルが停止し、次の 14 個の元素 (セリウムからルテチウムまで) が充填され始めます。 f-第4レベルのサブレベル。 これらの元素はすべて表の 1 つのセルに含まれており、以下はランタニドと呼ばれるこれらの元素の行を展開したものです。

72番目の元素であるハフニウムから始まり、80番目の元素である水銀まで電子が充填され続けます 5 d-サブレベル、そしてこの期間はいつものように6つの元素（タリウムからラドンまで）で終わります、その原子は電子で満たされています r– 外側の 6 番目のレベルのサブレベル。 これは 32 個の要素を含む最大の周期です。

7 番目の不完全な周期の元素の原子では、上で説明したのと同じ順序でサブレベルを埋めるのが見られます。 上記のことをすべて考慮して、第 5 期から第 7 期の元素の原子の電子式を生徒自身に書かせます。

注記：一部の教科書では、元素の原子の電子式を記述する別の順序が許可されています。つまり、記入された順序ではなく、表に示されている各エネルギー準位の電子の数に従っています。 たとえば、ヒ素原子の電子式は次のようになります。 1s 2 2s 2 2r 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 3 .

最初の 4 つの周期の元素 ($s-$、$p-$、$d-$elements) の原子の電子殻の構造。 原子の電子配置。 原子の基底状態と励起状態

原子の概念は古代世界で物質の粒子を表すために生まれました。 ギリシャ語から翻訳されたアトムは「分割できない」を意味します。

電子

アイルランドの物理学者ストーニーは、実験に基づいて、電気はすべての化学元素の原子に存在する最小の粒子によって運ばれるという結論に達しました。 1891 ドルで、ストーニー氏はこれらの粒子を次のように呼ぶことを提案しました。 電子、ギリシャ語で「琥珀」を意味します。

電子の名前が付けられてから数年後、イギリスの物理学者ジョセフ・トムソンとフランスの物理学者ジャン・ペランは、電子がマイナスの電荷を帯びていることを証明しました。 これは最小の負電荷であり、化学では $(–1)$ の単位として扱われます。 トムソンは、電子の速度（光の速度に等しい - 秒速 300,000 ドル）と電子の質量（水素原子の質量の 1,836 分の 1 倍小さい）を決定することさえできました。

トムソンとペリンは、電流源の極を 2 枚の金属板 (陰極と陽極) に接続し、空気を排気したガラス管にはんだ付けしました。 約1万ボルトの電圧が電極板に印加されると、管内で発光放電が点滅し、粒子が陰極（陰極）から陽極（陽極）に飛びました。これを科学者は最初に呼びました。 陰極線、そしてそれが電子の流れであることがわかりました。 テレビ画面上のような特殊な物質に電子が当たると、光が発生します。

電子は陰極を構成する材料の原子から逃げるという結論が導き出されました。

自由電子または自由電子の流れは、金属線を加熱したり、周期表の I 族の主亜族の元素 (セシウムなど) によって形成された金属に光を当てたりするなど、他の方法でも得ることができます。

原子内の電子の状態

原子内の電子の状態は、以下の情報の総体として理解されます。 エネルギーある電子 空間、そこにあります。 原子内の電子には運動軌道がないことはすでにわかっています。 私たちはそれについてしか話すことができません 確率核の周囲の空間におけるその位置。 それは原子核を囲むこの空間のどの部分にも位置する可能性があり、そのさまざまな位置の全体は、特定の負の電荷密度を持つ電子雲と考えられます。 これは比喩的に次のように想像できます。写真仕上げのように、100 分の 1 秒または 100 万分の 1 秒後に原子内の電子の位置を写真に撮ることができた場合、そのような写真内の電子は点として表現されるでしょう。 このような写真を無数に重ね合わせると、これらの点が最も多く存在する場所で最も密度の高い電子雲の写真が得られます。

図は、原子核を通過する水素原子の電子密度の「切り口」を示しており、破線は、電子が検出される確率が $90%$ である球の輪郭を示しています。 原子核に最も近い等高線は、電子を検出する確率が $10%$ である空間領域をカバーし、原子核から 2 番目の等高線の内側で電子を検出する確率は $20%$、3 番目の等高線の内側では $≈30% です。ドルなど 電子の状態にはある程度の不確実性があります。 この特別な状態を特徴付けるために、ドイツの物理学者 W. ハイゼンベルクは次の概念を導入しました。 不確定性原理、つまり 電子のエネルギーと位置を同時に正確に決定することは不可能であることを示しました。 電子のエネルギーがより正確に決定されるほど、その位置はより不確実になり、逆もまた同様であり、位置が決定されても、電子のエネルギーを決定することは不可能である。 電子を検出する確率の範囲には明確な境界がありません。 ただし、電子を見つける確率が最大となる空間を選択することは可能です。

原子核の周りで電子が存在する可能性が最も高い空間を軌道といいます。

そこには電子雲の約 $90%$ が含まれており、これは電子が宇宙のこの部分に存在する時間の約 $90%$ を意味します。 軌道にはその形状に基づいて 4 つのタイプが知られており、ラテン文字 $s、p、d$、$f$ で表されます。 電子軌道のいくつかの形式をグラフで表したものが図に示されています。

特定の軌道における電子の運動の最も重要な特徴は、原子核との結合エネルギーです。 同様のエネルギー値を持つ電子は単一の電子を形成します 電子層、 または エネルギーレベル。 エネルギー準位は核から順に $1、2、3、4、5、6$、$7$ と番号付けされます。

エネルギー準位の番号を表す整数 $n$ を主量子数と呼びます。

これは、特定のエネルギーレベルを占める電子のエネルギーを特徴付けます。 原子核に最も近い、第 1 エネルギー準位の電子は、エネルギーが最も低くなります。 最初の準位の電子と比較して、それ以降の準位の電子はエネルギーが大きいという特徴があります。 したがって、外側準位の電子は原子核に最も強く結合しません。

原子内のエネルギー準位（電子層）の数は、その化学元素が属する D.I. メンデレーエフ系の周期の数に等しくなります。最初の周期の元素の原子は 1 つのエネルギー準位を持ちます。 第二期間 - 2; 第7期 - 7。

エネルギー準位における電子の最大数は、次の式で決定されます。

ここで、$N$ は電子の最大数です。 $n$ はレベル番号、または主量子番号です。 その結果、原子核に最も近い最初のエネルギー準位では、電子は 2 つまでしか存在できません。 2番目の場合は8ドル以下です。 3番目の場合は$18$以下です。 4番目は$32$以下です。 そして、エネルギー準位（電子層）はどのように配置されているのでしょうか？

第2エネルギー準位 $(n = 2)$ を起点として、各準位は原子核との結合エネルギーがわずかに異なるサブレベル（サブレイヤー）に分けられます。

サブレベルの数は、メイン量子数の値と同じです。最初のエネルギーレベルには 1 つのサブレベルがあります。 2番目 - 2つ。 3番目 - 3; 4番目 - 4。 次に、サブレベルは軌道によって形成されます。

$n$ の各値は、$n^2$ に等しい軌道の数に対応します。 表に示されているデータによれば、主量子数 $n$ と副準位の数、軌道の種類と数、副準位と準位の電子の最大数の間の関係を追跡できます。

主な量子数、軌道の種類と数、サブ準位と準位の電子の最大数。

エネルギーレベル $(n)$	$n$ に等しいサブレベルの数	軌道タイプ	軌道数		電子の最大数
			サブレベルで	$n^2$ に等しいレベル	サブレベルで	$n^2$ に等しいレベル
$K(n=1)$	$1$	$1s$	$1$	$1$	$2$	$2$
$L(n=2)$	$2$	$2s$	$1$	$4$	$2$	$8$
		$2p$	$3$		$6$
$M(n=3)$	$3$	$3s$	$1$	$9$	$2$	$18$
		$3p$	$3$		$6$
		$3d$	$5$		$10$
$N(n=4)$	$4$	$4s$	$1$	$16$	$2$	$32$
		$4p$	$3$		$6$
		$4d$	$5$		$10$
		$4f$	$7$		$14$

サブレベルは通常、ラテン文字と、それを構成する軌道の形状 ($s、p、d、f$) で表されます。 それで：

• $s$-sublevel - 原子核に最も近い各エネルギー準位の最初のサブレベルは、1つの$s$-軌道で構成されます。
• $p$-sublevel - 最初のエネルギー準位を除く、それぞれの 2 番目のサブレベルは 3 つの $p$-軌道で構成されます。
• $d$-sublevel - それぞれの 3 番目のサブレベルは、3 番目のエネルギー準位から始まり、5 つの $d$-軌道で構成されます。
• 第4エネルギー準位から始まるそれぞれの$f$副準位は7つの$f$軌道で構成されます。

原子核

しかし、電子だけが原子の一部であるわけではありません。 物理学者のアンリ・ベクレルは、ウラン塩を含む天然鉱物も未知の放射線を放出し、遮光された写真フィルムを感光させることを発見しました。 この現象はこう呼ばれた 放射能.

放射線には次の 3 種類があります。

1. $α$ 線は、電子の電荷の $2$ 倍の電荷を持ち、正の符号を持ち、質量が水素原子の $4$ 倍である $α$ 粒子で構成されます。
2. $β$ 線は電子の流れを表します。
3. $γ$ 線は、電荷を持たない質量が無視できる電磁波です。

その結果、原子は複雑な構造を持ち、正に帯電した原子核と電子から構成されます。

原子はどのような構造になっているのでしょうか?

1910年、ロンドン近郊のケンブリッジで、アーネスト・ラザフォードと彼の学生や同僚は、薄い金箔を通過してスクリーン上に落ちる $α$ 粒子の散乱を研究しました。 アルファ粒子は通常、元の方向からわずか 1 度だけずれており、金原子の特性の均一性と均質性が確認されているようです。 そして突然、研究者たちは、いくつかの $α$ 粒子が、あたかも何らかの障害物に遭遇したかのように、その進路の方向を突然変えたことに気づきました。

ラザフォード教授は、箔の前にスクリーンを設置することで、金原子から反射された $α$ 粒子が逆方向に飛んでくる稀なケースさえも検出することができた。

計算の結果、原子の全質量とそのすべての正電荷が小さな中心核に集中している場合、観察された現象が発生する可能性があることが示されました。 原子核の半径は、負の電荷を帯びた電子が存在する領域である原子全体の半径よりも10万分の1であることが判明しました。 比喩的な比較を適用すると、原子の全体積はルジニキのスタジアムに例えることができ、原子核はフィールドの中央にあるサッカー ボールに例えることができます。

あらゆる化学元素の原子は、小さな太陽系に匹敵します。 したがって、ラザフォードによって提案されたこの原子モデルは惑星と呼ばれます。

陽子と中性子

原子の全質量が集中している小さな原子核は、陽子と中性子の2種類の粒子で構成されていることがわかりました。

陽子電子の電荷と等しい電荷を持ちますが、$(+1)$ の符号は反対であり、質量は水素原子の質量と等しいです (化学では 1 と見なされます)。 陽子は、記号 $↙(1)↖(1)p$ (または $p+$) で指定されます。 中性子電荷を持たず、中性であり、陽子の質量と等しい質量を持っています。 1ドル。 中性子は $↙(0)↖(1)n$ (または $n^0$) という記号で指定されます。

陽子と中性子を合わせて呼びます 核子(緯度から。 核-コア）。

原子内の陽子と中性子の数の合計はと呼ばれます 質量数。 たとえば、アルミニウム原子の質量数は次のとおりです。

電子の質量は無視できるほど小さいので無視できるため、原子の全質量が原子核に集中していることは明らかです。 電子は $e↖(-)$ のように指定されます。

原子は電気的に中性であるため、次のことも明らかです。 原子の中の陽子と電子の数は同じであるということです。 化学元素の原子番号に等しい、周期表でそれに割り当てられています。 たとえば、鉄原子の原子核には $26$ 陽子が含まれており、$26$ 電子が原子核の周りを回っています。 中性子の数はどうやって決めるのですか?

知られているように、原子の質量は陽子と中性子の質量で構成されます。 要素 $(Z)$ のシリアル番号がわかっている、つまり 陽子の数、および陽子と中性子の数の合計に等しい質量数 $(A)$ から、中性子の数 $(N)$ は次の式を使用して求めることができます。

たとえば、鉄原子の中性子の数は次のとおりです。

$56 – 26 = 30$.

素粒子の主な特徴を表に示します。

素粒子の基本的な性質。

同位体

同じ核電荷を持つが質量数が異なる、同じ元素のさまざまな原子を同位体と呼びます。

言葉 アイソトープ次の 2 つのギリシャ語で構成されています。 アイソ- 同一かつ トポス- 場所、元素周期表の「1 つの場所 (セル) を占める」ことを意味します。

自然界に存在する化学元素は同位体の混合物です。 したがって、炭素には質量 $12、13、14$ の 3 つの同位体があります。 酸素 - 質量 $16、17、18 などの 3 つの同位体。

通常、周期表に示されている化学元素の相対原子量は、自然界におけるそれらの相対存在量を考慮した、特定の元素の同位体の自然混合物の原子質量の平均値です。質量は分数であることがよくあります。 たとえば、天然の塩素原子は 2 つの同位体の混合物です - $35$ (自然界には $75%$ あります) と $37$ (自然界には $25%$ あります)。 したがって、塩素の相対原子量は $35.5$ です。 塩素の同位体は次のように書きます。

$↖(35)↙(17)(Cl)$ および $↖(37)↙(17)(Cl)$

塩素同位体の化学的性質は、カリウムやアルゴンなどのほとんどの化学元素の同位体とまったく同じです。

$↖(39)↙(19)(K)$ および $↖(40)↙(19)(K)$、$↖(39)↙(18)(Ar)$ および $↖(40)↙(18 )(Ar)$

ただし、水素同位体は、相対原子量が大幅に増加するため、性質が大きく異なります。 それらには、プロチウム - $↖(1)↙(1)(H)$ という個別の名前と化学記号も割り当てられました。 重水素 - $↖(2)↙(1)(H)$、または $↖(2)↙(1)(D)$; トリチウム - $↖(3)↙(1)(H)$、または $↖(3)↙(1)(T)$。

これで、化学元素の現代的でより厳密で科学的な定義を与えることができるようになりました。

化学元素は、同じ核電荷を持つ原子の集合です。

最初の 4 つの周期の元素の原子の電子殻の構造

D.I. メンデレーエフ システムの周期に従って、元素の原子の電子配置を表示することを考えてみましょう。

第一期の要素。

原子の電子構造の図は、電子層 (エネルギー レベル) にわたる電子の分布を示します。

原子の電子式は、エネルギー準位およびサブ準位にわたる電子の分布を示します。

原子のグラフィック電子式は、準位や準位間だけでなく、軌道全体にわたる電子の分布も示します。

ヘリウム原子では、最初の電子層が完成します。これには $2$ 電子が含まれています。

水素とヘリウムは $s$ 元素であり、これらの原子の $s$ 軌道は電子で満たされています。

第二期の要素。

すべての第 2 周期元素では、第 1 電子層が満たされ、最小エネルギーの原理に従って電子が第 2 電子層の $s-$ 軌道と $p$ 軌道を満たします (最初に $s$、次に $p$ ）およびパウリとフントのルール。

ネオン原子では、第 2 電子層が完成します。これには $8$ 電子が含まれています。

第三期の要素。

第 3 周期の元素の原子では、第 1 および第 2 電子層が完成し、電子が 3s-、3p-、および 3d-sub 準位を占有することができる第 3 電子層が充填されます。

第 3 周期の元素の原子の電子殻の構造。

マグネシウム原子は $3.5$ 電子軌道を完成します。 $Na$と$Mg$は$s$要素です。

アルミニウムおよびそれに続く元素では、$3d$ サブレベルは電子で満たされています。

$↙(18)(Ar)$ アルゴン

$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)s^2(3)p^6$

アルゴン原子は、その外層 (第 3 電子層) に $8$ 電子を持っています。 外層が完成しましたが、すでにご存知のとおり、第 3 電子層には合計 18 個の電子が存在する可能性があり、これは第 3 周期の元素には $3d$ 軌道が埋まっていない状態で残っていることを意味します。

$Al$ から $Ar$ までのすべての要素は $р$ です -要素。

$s-$ と $p$ -要素形状 メインサブグループ周期表では。

第4期の要素。

カリウムとカルシウムの原子には第 4 電子層があり、$4s$ サブ準位が満たされています。 $3d$ サブレベルよりもエネルギーが低くなります。 第 4 周期の元素の原子の電子式を簡略化するには、次のようにします。

1. アルゴンの従来のグラフ電子式を次のように表します。
2. これらの原子が満たされていないサブレベルは描写しません。

$K, Ca$ - $s$ -要素、主要なサブグループに含まれます。 $Sc$ から $Zn$ までの原子の場合、3 次元サブレベルは電子で満たされます。 これらは $3d$ 要素です。 それらは以下に含まれます サイドサブグループ、外側の電子層が満たされている場合、次のように分類されます。 過渡的な要素。

クロム原子と銅原子の電子殻の構造に注目してください。 それらでは、1 つの電子が $4s-$ から $3d$ サブ準位に「失敗」します。これは、結果として生じる $3d^5$ および $3d^(10)$ の電子配置のエネルギー安定性が高まることで説明されます。

$↙(24)(Cr)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(4) 4s^(2)…$

$↙(29)(Cu)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(9)4s^(2)…$

元素記号、シリアル番号、名称	電子構造図	電子式	グラフィカルな電子式
$↙(19)(K)$ カリウム		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$
$↙(20)(C)$ カルシウム		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$
$↙(21)(Sc)$ スカンジウム		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ または $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$
$↙(22)(Ti)$ チタン		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ または $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$
$↙(23)(V)$ バナジウム		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ または $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$
$↙(24)(Cr)$ クロム		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ または $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$
$↙(29)(Cu)$ クロム		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ または $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$
$↙(30)(Zn)$ 亜鉛		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ または $1s^2(2)s^2(2) )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$
$↙(31)(Ga)$ ガリウム		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ または $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$
$↙(36)(Kr)$ クリプトン		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ または $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$

亜鉛原子では、第 3 電子層が完成します。すべての $3s、3p$、$3d$ サブレベルがその中に満たされ、合計 $18$ 電子が含まれます。

亜鉛に続く元素では、第 4 の電子層である $4p$ サブレベルが引き続き満たされます。 $Ga$ から $Kr$ - $р$ までの要素 -要素。

クリプトン原子の外層 (第 4 層) は完成しており、$8$ の電子を持っています。 しかし、ご存知のように、第 4 電子層には合計で $32$ の電子が存在する可能性があります。 クリプトン原子にはまだ満たされていない $4d-$ サブレベルと $4f$ サブレベルが残っています。

第 5 期の要素では、$5s → 4d → 5p$ の順序でサブレベルが埋められます。 また、$↙(41)Nb$、$↙(42)Mo$、$↙(44)Ru$、$↙(45)Rh$、$↙(46) の電子の「失敗」に関連する例外もあります。 ) Pd$、$↙(47)Ag$。 $f$ は第 6 期と第 7 期に登場します -要素、つまり それぞれ、第 3 外側電子層の $4f-$ サブレベルと $5f$ サブレベルが満たされる要素です。

$4f$ -要素呼ばれた ランタニド。

$5f$ -要素呼ばれた アクチニド。

第6周期の元素の原子に電子サブ準位を埋める順序: $↙(55)Cs$ および $↙(56)Ba$ - $6s$ 元素。 $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-要素; $↙(58)Се$ – $↙(71)Lu - 4f$-要素; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-元素。 $↙(81)T1$ – $↙(86)Rn - 6d$ 要素。 しかし、ここにも、電子軌道の充填順序が違反される元素があり、これは、例えば、半分および完全に満たされた$f$サブ準位のエネルギー安定性の向上に関連している。 $nf^7$ と $nf^(14)$ です。

すでに理解したように、原子のどのサブレベルが最後に電子で満たされているかに応じて、すべての要素は 4 つの電子ファミリー、つまりブロックに分けられます。

1. $s$ -要素;原子の外側準位の $s$ サブ準位は電子で満たされています。 $s$-元素には、水素、ヘリウム、およびグループ I および II の主要なサブグループの元素が含まれます。
2. $r$ -要素;原子の外側準位の $p$ サブ準位は電子で満たされています。 $p$ 要素には、グループ III ～ VIII の主要なサブグループの要素が含まれます。
3. $d$ -要素;原子の前外部準位の $d$ サブ準位は電子で満たされています。 $d$ 要素には、グループ I ～ VIII の二次サブグループの要素が含まれます。 $s-$ 要素と $p-$ 要素の間に位置する大きな期間の中間数十年の要素。 とも呼ばれます。 遷移要素。
4. $f$ -要素;電子は原子の外側の 3 番目の準位の $f-$sublevel を満たします。 これらにはランタニドとアクチニドが含まれます。

原子の電子配置。 原子の基底状態と励起状態

スイスの物理学者 W. パウリは 1925 年に次のことを発見しました。 原子は 1 つの軌道内に電子を 2 つまで持つことができます、反対側（逆平行）の背面（英語から紡錘体と訳される）を持つ、つまり これは、電子がその仮想軸の周りを時計回りまたは反時計回りに回転するものとして従来想像できる特性を持っています。 この原理はと呼ばれます パウリの原則。

軌道内に電子が 1 個ある場合、それはと呼ばれます ペアになっていない、2 つの場合は、これ 対電子、つまり 逆のスピンを持つ電子。

この図は、エネルギー レベルをサブレベルに分割した図を示しています。

$s-$ オービタル、すでにご存知のように、球形をしています。 水素原子 $(n = 1)$ の電子はこの軌道に位置し、不対です。 このため、それは 電子式、 または 電子構成、$1s^1$ のように書きます。 電子式では、エネルギー準位の番号は文字 $(1...)$ の前の数字で示され、ラテン文字はサブ準位 (軌道の種類) を示し、数字はその右上に書かれます。文字 (指数として) はサブレベル内の電子の数を示します。

1 つの $s-$ 軌道に 2 つの対電子を持つヘリウム原子 He の場合、この式は $1s^2$ となります。 ヘリウム原子の電子殻は完全で非常に安定しています。 ヘリウムは希ガスです。 2 番目のエネルギー準位 $(n = 2)$ には、1 つの $s$ と 3 つの $p$ の 4 つの軌道があります。 第 2 準位の $s$-軌道 ($2s$-軌道) の電子はより高いエネルギーを持っています。 $1s$ 軌道 $(n = 2)$ の電子よりも原子核から遠い距離にあります。 一般に、$n$ の値ごとに $s-$ 軌道が 1 つ存在しますが、その軌道には対応する電子エネルギーが供給され、したがって $n$ の値が増加するにつれて対応する直径も大きくなります。 s-$Orbital は、ご存知のとおり、球形です。 水素原子 $(n = 1)$ の電子はこの軌道にあり、不対です。 したがって、その電子式、つまり電子配置は次のように書かれます: $1s^1$。 電子式では、エネルギー準位の番号は文字 $(1...)$ の前の数字で示され、ラテン文字はサブ準位 (軌道の種類) を示し、数字はその右上に書かれます。文字 (指数として) はサブレベル内の電子の数を示します。

1 つの $s-$ 軌道に 2 つの電子対を持つヘリウム原子 $He$ の場合、この式は $1s^2$ となります。 ヘリウム原子の電子殻は完全で非常に安定しています。 ヘリウムは希ガスです。 2 番目のエネルギー準位 $(n = 2)$ には、1 つの $s$ と 3 つの $p$ の 4 つの軌道があります。 第2準位の$s-$軌道($2s$-軌道)の電子はより高いエネルギーを持っています。 $1s$ 軌道 $(n = 2)$ の電子よりも原子核から遠い距離にあります。 一般に、 $n$ の値ごとに $s-$ 軌道が 1 つ存在しますが、それに対応する電子エネルギーが供給され、したがって $n$ の値が増加するにつれて対応する直径が大きくなります。

$p-$ オービタルダンベル、またはボリュームのある 8 の字の形をしています。 3つの $p$ 軌道はすべて、原子核を通って描かれた空間座標に沿って相互に垂直に原子内に位置しています。 $n= 2$ から始まる各エネルギー準位 (電子層) には 3 つの $p$ 軌道があることをもう一度強調する必要があります。 $n$ の値が増加すると、電子は原子核から遠く離れた $x, y, z$ 軸に沿った $p$ 軌道を占有するようになります。

第 2 周期 $(n = 2)$ の要素では、最初に 1 つの $s$ 軌道が埋められ、次に 3 つの $p$ 軌道が埋められます。 電子式 $Li: 1s^(2)2s^(1)$。 $2s^1$ 電子は原子核との結合がより弱いため、リチウム原子は簡単に電子を手放し(当然のことながら、このプロセスは酸化と呼ばれます)、リチウムイオン $Li^+$ に変わります。 。

ベリリウム Be 原子では、4 番目の電子も $2s$ 軌道 $1s^(2)2s^(2)$ にあります。 ベリリウム原子の外側の 2 つの電子は簡単に切り離され、$B^0$ は酸化されて $Be^(2+)$ カチオンになります。

ホウ素原子では、5 番目の電子が $2p$ 軌道 $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$ を占めています。 次に、$C、N、O、F$ 原子は $2p$ 軌道で満たされ、希ガス ネオン $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$ で終わります。

第 3 周期の要素では、$3s-$ 軌道と $3p$ 軌道がそれぞれ満たされます。 第 3 レベルの 5 つの $d$ 軌道は空きのままです。

$↙(11)Na 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$、

$↙(17)Cl 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(5)$、

$↙(18)Ar 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)$。

原子内の電子の分布を表す図では、各エネルギー準位の電子の数だけが示されることがあります。 上記の完全な電子式とは対照的に、化学元素の原子の省略された電子式を記述します。次に例を示します。

$↙(11)Na 2, 8, 1;$ $↙(17)Cl 2, 8, 7;$ $↙(18)Ar 2, 8, 8$。

大きな周期の元素 (4 番目と 5 番目) の場合、最初の 2 つの電子はそれぞれ $4s-$ 軌道と $5s$ 軌道を占めます: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2 、8、18、8、2ドル。 各主要周期の 3 番目の要素から開始して、次の 10 個の電子はそれぞれ前の $3d-$ 軌道と $4d-$ 軌道に移動します (側部分群の要素の場合): $↙(23)V 2, 8, 11 , 2;$ $↙( 26)Fr 2, 8, 14, 2;$ $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙(43)Tc 2, 8, 18, 13, 2ドル。 原則として、前の $d$-sublevel が埋められると、外側 (それぞれ $4р-$ と $5р-$) $р-$sublevel が埋められ始めます: $↙(33)As 2, 8 , 18, 5;$ $ ↙(52)テ 2, 8, 18, 18, 6$。

大きな周期の元素 (6 番目と不完全な 7 番目) の場合、電子準位とサブレベルは、原則として次のように電子で満たされます: 最初の 2 つの電子は外側の $s-$サブレベルに入ります: $↙(56)Ba 2, 8 , 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1$; 前の $d$ サブレベルへの次の 1 電子 ($La$ と $Ca$ の場合): $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ および $↙(89)Ac 2、 8、18、32、18、9、2ドル。

次に、次の $14$ 電子は、外側の 3 番目のエネルギー準位、それぞれランタニドとアクチニドの $4f$ 軌道と $5f$ 軌道に進みます。 $ $↙(92 )U 2、8、18、32、21、9、2$。

その後、側部分群の元素の 2 番目の外部エネルギー準位 ($d$-sublevel) が再び増加し始めます: $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙(104)Rf 2、8、18、32、32、10、2ドル。 そして最後に、$d$ サブレベルが 10 個の電子で完全に満たされた後にのみ、$p$ サブレベルが再び満たされます: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$。

非常に多くの場合、原子の電子殻の構造は、エネルギーまたは量子セル、いわゆる グラフィック電子式。 この表記法では、次の表記法が使用されます。各量子セルは、1 つの軌道に対応するセルによって指定されます。 各電子はスピンの方向に対応する矢印で示されます。 グラフィカルな電子式を作成するときは、次の 2 つのルールを覚えておく必要があります。 パウリの原理、それによると、1 つのセル (軌道) 内に電子は 2 つまでしか存在できませんが、逆平行スピンを持ちます。 F.フントの法則それによると、電子は最初に一度に 1 つずつ自由セルを占有し、同じスピン値を持ち、その後初めて対になりますが、パウリの原理によれば、スピンは反対方向になります。

いわゆる電子式の形で書かれています。 電子式では、文字 s、p、d、f は電子のエネルギー サブレベルを表します。 文字の前の数字は、特定の電子が位置するエネルギー準位を示し、右上のインデックスは、特定のサブ準位内の電子の数を示します。 任意の元素の原子の電子式を構成するには、周期表内のその元素の番号を知り、原子内の電子の分布を支配する基本原理に従うだけで十分です。

原子の電子殻の構造は、エネルギーセル内の電子の配置を示す図の形で表すこともできます。

鉄原子の場合、このスキームは次の形式になります。

この図は、フント ルールの実装を明確に示しています。 3d サブレベルでは、最大数のセル (4 つ) が不対電子で満たされます。 電子式や図の形で原子の電子殻の構造をイメージしても、電子の波動特性は明確に反映されません。

改正された定期法の文言はい。 メンデレーエフ : 単体の特性、および元素の化合物の形状と特性は、元素の原子量の大きさに周期的に依存します。

周期律の現代的な定式化: 元素の特性、およびその化合物の形態と特性は、原子核の電荷の大きさに周期的に依存します。

したがって、（原子量ではなく）原子核の正電荷は、元素とその化合物の特性が依存するより正確な議論であることが判明しました。

ヴァランス- これは、ある原子が別の原子に接続される化学結合の数です。
原子の価数能力は、不対電子の数と外側準位の自由原子軌道の存在によって決まります。 化学元素の原子の外部エネルギー準位の構造は、主に原子の性質を決定します。 したがって、これらのレベルは価数レベルと呼ばれます。 これらの準位の電子、および場合によっては前外部準位の電子は、化学結合の形成に関与することができます。 このような電子は価電子とも呼ばれます。

化学量論的原子価化学元素 - これは、特定の原子がそれ自体に結合できる等価物の数、または原子内の等価物の数です。

当量は、結合または置換された水素原子の数によって決定されるため、化学量論的原子価は、特定の原子が相互作用する水素原子の数に等しくなります。 ただし、すべての元素が自由に相互作用するわけではありませんが、ほとんどすべての元素が酸素と相互作用するため、化学量論的原子価は、結合している酸素原子の数の 2 倍として定義できます。

たとえば、硫化水素 H 2 S の硫黄の化学量論価数は 2、酸化物 SO 2 - 4、酸化物 SO 3 -6 です。

二元化合物の式を使用して元素の化学量論価数を決定する場合は、「ある元素のすべての原子の合計価数は、別の元素のすべての原子の合計価数と等しくなければならない」という規則に従う必要があります。

酸化状態また 物質の組成を特徴づけ、プラス記号 (分子内の金属またはより電気陽性の元素の場合) またはマイナス記号を付けた化学量論的原子価に等しくなります。

1. 単体では、元素の酸化状態はゼロです。

2. すべての化合物のフッ素の酸化状態は -1 です。 金属、水素、その他のより電気的に陽性な元素を含む残りのハロゲン (塩素、臭素、ヨウ素) も酸化状態は -1 ですが、より電気的に陰性な元素を含む化合物では、それらは正の酸化状態になります。

3. 化合物中の酸素の酸化状態は -2 です。 例外は、過酸化水素 H 2 O 2 とその誘導体 (酸素の酸化状態が -1 である Na 2 O 2 、BaO 2 など)、および酸素の酸化状態が -1 であるフッ化酸素 OF 2 です。 +2です。

4. アルカリ元素 (Li、Na、K など) および周期表の第 2 族の主亜族の元素 (Be、Mg、Ca など) は、常に族番号に等しい酸化状態を持ちます。はそれぞれ +1 と +2 です。

5. タリウムを除く、第 3 族のすべての元素は、族番号に等しい一定の酸化状態を持ちます。 +3。

6. 元素の最も高い酸化状態は周期律表の族番号に等しく、最も低い酸化状態はその差です。つまり、族番号は 8 です。たとえば、窒素の最も高い酸化状態 (第 5 族に位置します)最低値は +5 (硝酸およびその塩の場合)、最低値は -3 (アンモニアおよびアンモニウム塩の場合) に等しくなります。

7. 化合物内の元素の酸化状態は互いに打ち消し合うため、分子または中性の式単位内のすべての原子の合計はゼロになり、イオンの場合はその電荷がゼロになります。

これらの規則は、他の元素の酸化状態がわかっている場合に、化合物内の元素の未知の酸化状態を決定したり、多元素化合物の式を構築したりするために使用できます。

酸化状態 (酸化数) — 酸化、還元、酸化還元反応のプロセスを記録するための補助的な従来の値。

コンセプト 酸化状態無機化学では概念の代わりによく使用されます。 価数。 原子の酸化状態は、結合電子対が完全に電気陰性度の高い原子に偏っていると仮定すると (つまり、化合物がイオンのみで構成されていると仮定すると)、原子に割り当てられた電荷の数値と等しくなります。

酸化数は、正イオンを中性原子に還元するために追加する必要がある電子の数、または中性原子に酸化するために負イオンから減算する必要がある電子の数に対応します。

Al 3+ + 3e − → Al
S 2− → S + 2e − (S 2− − 2e − → S)

元素の性質は、原子の電子殻の構造に応じて、周期系の周期やグループによって異なります。 一連のアナログ元素では、電子構造は似ているだけで同一ではないため、グループ内のある元素から別の元素に移動すると、それらの性質の単純な繰り返しは観察されず、多かれ少なかれ、それらの自然な変化が明確に表現されます。 。

元素の化学的性質は、その原子が電子を失うか得るかによって決まります。 この能力はイオン化エネルギーと電子親和力の値によって定量化されます。

イオン化エネルギー (E および) T = 0 の気相中の原子から電子を引き抜き、完全に除去するために必要な最小エネルギー量です。

原子が正に荷電したイオンに変換されることにより、放出された電子に運動エネルギーを移動させずに K を計算します: E + Ei = E+ + e-。 イオン化エネルギーは正の量であり、アルカリ金属原子の値が最も低く、希ガス原子の値が最も高くなります。

電子親和力 (Ee) T = 0 で気相中の原子に電子が追加されるときに放出または吸収されるエネルギーです。

運動エネルギーを粒子に伝達せずに、原子を負に帯電したイオンに変換する K:

E + e- = E- + Ee。

ハロゲン、特にフッ素は最大の電子親和力 (Ee = -328 kJ/mol) を持ちます。

Ei と Ee の値は、1 モルあたりのキロジュール (kJ/mol) または原子あたりの電子ボルト (eV) で表されます。

結合した原子が化学結合の電子をそれ自体に向かって移動させ、それ自体の周囲の電子密度を増加させる能力を、 電気陰性度。

この概念は、L. ポーリングによって科学に導入されました。 電気陰性度記号 ÷ で示され、特定の原子が化学結合を形成するときに電子を追加する傾向を特徴付けます。

R. マリケンによれば、原子の電気陰性度は、自由原子のイオン化エネルギーと電子親和力の合計の半分 = (Ee + Ei)/2 によって推定されます。

この期間では、原子核の電荷が増加するにつれてイオン化エネルギーと電気陰性度が増加する一般的な傾向があり、グループでは、これらの値は元素の原子番号が増加するにつれて減少します。

元素の電気陰性度の値は多くの要因、特に元素の原子価状態、元素が含まれる化合物の種類、隣接する原子の数と種類に依存するため、元素に一定の電気陰性度値を割り当てることはできないことを強調しておく必要があります。 。

原子半径とイオン半径. 原子やイオンの大きさは電子殻の大きさによって決まります。 量子力学の概念によれば、電子殻には厳密に定義された境界がありません。 したがって、自由原子または自由イオンの半径は次のように解釈できます。 理論的に計算された原子核から外側の電子雲の密度の主な最大値の位置までの距離。この距離は軌道半径と呼ばれます。 実際には、通常、実験データに基づいて計算された、化合物内の原子とイオンの半径が使用されます。 この場合、原子の共有結合半径と金属半径は区別されます。

原子半径とイオン半径は、元素の原子の核の電荷に依存しますが、本質的に周期的です。。 周期では、原子番号が増加するにつれて、半径は減少する傾向があります。 外側の電子準位が満たされるため、周期が短い元素では最大の減少が典型的です。 d元素とf元素の族の大周期では、電子の充填が前外部層で起こるため、この変化はそれほど急激ではありません。 サブグループでは、同じ種類の原子とイオンの半径は一般に増加します。

元素の周期系は、元素の特性におけるさまざまな種類の周期性が現れる明確な例であり、水平方向 (左から右の周期)、垂直方向 (グループ内など、上から下へ) に観察されます。 )、斜め、つまり 原子の何らかの特性が増加または減少しますが、周期性は残ります。

左から右（→）の期間では、元素の酸化性と非金属性が増加し、還元性と金属性が減少します。 したがって、期間 3 のすべての元素の中で、ナトリウムが最も活性な金属および最も強力な還元剤となり、塩素が最も強力な酸化剤となります。

化学結合- これは、原子間の電気的な引力の作用の結果として生じる、分子または結晶格子内の原子の相互接続です。

これはすべての電子とすべての原子核の相互作用であり、安定した多原子系 (ラジカル、分子イオン、分子、結晶) の形成につながります。

化学結合は価電子によって行われます。 現代の概念によれば、化学結合は電子的な性質を持っていますが、その結合はさまざまな方法で行われます。 したがって、化学結合には主に 3 つの種類があります。 共有結合、イオン結合、金属結合分子間で発生 水素結合、そして起こる ファンデルワールス相互作用.

化学結合の主な特徴は次のとおりです。

- 接続の長さ - これは、化学的に結合した原子間の核間距離です。

それは相互作用する原子の性質と結合の多重度によって異なります。 多重度が増加すると、結合長が減少し、その結果、その強度が増加します。

- 結合の多重度は、2 つの原子を接続する電子対の数によって決まります。 多重度が増加すると、結合エネルギーが増加します。

- 接続角度- 化学的に相互接続された 2 つの隣接する原子の核を通過する仮想の直線の間の角度。

結合エネルギー E SV - これは、特定の結合の形成中に放出され、結合の切断に費やされるエネルギー (kJ/mol) です。

共有結合 - 2 つの原子間で電子対を共有することによって形成される化学結合。

原子間の共有電子対の出現による化学結合の説明は、原子価のスピン理論の基礎を形成しました。そのツールは 原子価結合法 (MVS) 、1916 年にルイスによって発見されました。化学結合と分子の構造の量子力学的記述には、別の方法が使用されます。 分子軌道法 (MMO) .

原子価結合法

MBC を使用した化学結合形成の基本原理:

1. 化学結合は価電子 (不対電子) によって形成されます。

2. 2 つの異なる原子に属する逆平行スピンを持つ電子が共通になります。

3. 化学結合は、2 つ以上の原子が互いに接近したときに、系の総エネルギーが減少する場合にのみ形成されます。

4. 分子内に作用する主な力は電気的なクーロン起源のものです。

5. 接続が強ければ強いほど、相互作用する電子雲が重なり合います。

共有結合の形成には 2 つのメカニズムがあります。

交換メカニズム。結合は、2 つの中性原子の価電子を共有することによって形成されます。 各原子は、1 つの不対電子を共通の電子対に寄与します。

米。 7. 共有結合形成のための交換メカニズム: あ- 無極性。 b- 極地

ドナー・アクセプター機構。一方の原子 (ドナー) は電子ペアを提供し、もう一方の原子 (アクセプター) はそのペアに空の軌道を提供します。

接続、 教育を受けたドナー・アクセプター機構によれば、以下に属します。 複雑な化合物

米。 8. ドナー-アクセプターによる共有結合形成機構

共有結合には特定の特徴があります。

可飽和性 - 厳密に定義された数の共有結合を形成する原子の性質。結合が飽和しているため、分子は特定の組成を持ちます。

指向性 - t 。 e. 接続は電子雲の最大重なりの方向に形成されます。 . 結合を形成する原子の中心を結ぶ線に関して、それらは区別されます。 σ と π (図 9): σ 結合 - 相互作用する原子の中心を結ぶ線に沿って AO を重ねることによって形成されます。 π結合は、原子核を結ぶ直線に垂直な軸方向に生じる結合です。 結合の方向は、分子の空間構造、つまり幾何学的形状を決定します。 ハイブリダイゼーション - これは、より効率的な軌道の重なりを実現するために共有結合を形成する際の一部の軌道の形状の変化です。混成軌道の電子が関与して形成される化学結合は、より多くの重なりが発生するため、非混成軌道の電子が関与する結合よりも強力です。 次のタイプのハイブリダイゼーションが区別されます (図 10、表 31)。 spハイブリダイゼーション - 1 つの s 軌道と 1 つの p 軌道は 2 つの同一の「ハイブリッド」軌道になり、それらの軸間の角度は 180° になります。 sp ハイブリダイゼーションが起こる分子は直線状の幾何学的形状 (BeCl 2) を持っています。

sp2ハイブリダイゼーション- 1 つの s 軌道と 2 つの p 軌道は 3 つの同一の「ハイブリッド」軌道に変わり、それらの軸間の角度は 120° になります。 sp 2 ハイブリダイゼーションが起こる分子は平坦な形状をしています (BF 3、AlCl 3)。

スプ3-ハイブリダイゼーション- 1 つの s 軌道と 3 つの p 軌道は、4 つの同一の「ハイブリッド」軌道に変換され、その軸間の角度は 109°28" です。sp 3 ハイブリダイゼーションが起こる分子は四面体構造 (CH 4) を持ちます。 , NH 3)。

米。 10. 価電子軌道の混成の種類: a-sp-価電子軌道の混成。 b - スプ2 -価電子軌道の混成。 V - sp価電子軌道の3-混成

元素の電子式を作成するためのアルゴリズム:

1. 化学元素の周期表 D.I. を使用して、原子内の電子の数を決定します。 メンデレーエフ。

2. 要素が位置する期間の数に基づいて、エネルギー レベルの数を決定します。 最後の電子準位の電子の数はグループ番号に対応します。

3. レベルをサブレベルと軌道に分割し、軌道を充填するための規則に従って電子で充填します。

最初のレベルには最大 2 つの電子が含まれることに注意してください。 1秒2、2 番目 - 最大 8 (2 sそして6 r: 2秒2 2p6)、3 番目 - 最大 18 (2 s、 六 p、10 d: 3秒 2 3p 6 3d 10).

• 主量子数 n最小限にする必要があります。
• 最初に埋めるのは そ、サブレベルでは、 р-、d- b f-サブレベル。
• 電子は、軌道のエネルギーが増加する順に軌道を満たす(クレチコフスキーの法則)。
• サブレベル内では、電子は最初に 1 つずつ自由軌道を占め、その後初めてペアを形成します (フントの法則)。
• 1 つの軌道には 2 つを超える電子は存在できません (パウリの原理)。

例。

1. 窒素の電子式を作成しましょう。 窒素は周期表の7番目です。

2. アルゴンの電子式を作成しましょう。 アルゴンは周期表の18位です。

1秒 2 2秒 2 2p 6 3秒 2 3p 6.

3. クロムの電子式を作成しましょう。 クロムは周期表の 24 番です。

1秒 2 2秒 2 2P 6 3秒 2 3P 6 4秒 1 3D 5

亜鉛のエネルギー図。

4. 亜鉛の電子式を作成しましょう。 亜鉛は周期表の30番です。

1秒 2 2秒 2 2p 6 3秒 2 3p 6 4秒 2 3d 10

電子式の一部、つまり 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 はアルゴンの電子式であることに注意してください。

亜鉛の電子式は次のように表すことができます。

原子の電子配置は、原子内の電子の配置をレベルとサブレベル別に示す式です。 この記事を読んだ後は、電子がどこにどのように配置されているかを学び、量子数について理解し、その番号から原子の電子配置を構築できるようになります。記事の最後には元素の表が示されています。

なぜ元素の電子配置を研究するのでしょうか?

アトムは構築セットのようなものです。一定数のパーツがあり、それらは互いに異なりますが、同じタイプの 2 つのパーツはまったく同じです。 しかし、この組み立てセットはプラスチック製の組み立てセットよりもはるかに興味深いもので、その理由は次のとおりです。 近くに誰がいるかによって構成が変わります。 たとえば、水素の隣に酸素があります。多分

ナトリウムに近づくと水になり、鉄に近づくと完全に錆になります。

なぜこれが起こるのかという疑問に答え、隣の原子の挙動を予測するには、電子配置を研究する必要があります。これについては以下で説明します。

原子には電子が何個ありますか?

原子は原子核とその周りを回転する電子で構成され、原子核は陽子と中性子で構成されます。 中性状態では、各原子はその核内の陽子の数と同じ数の電子を持っています。 陽子の数は元素の原子番号で指定されます。たとえば、硫黄には 16 個の陽子があり、周期表の 16 番目の元素です。 金には、周期表の 79 番目の元素である 79 個の陽子があります。 したがって、中性状態では硫黄は 16 個の電子を持ち、金は 79 個の電子を持ちます。

• 電子はどこで探せばいいのでしょうか？
• 電子の挙動を観察することにより、量子数によって記述される特定のパターンが導き出され、合計で 4 つあります。
• 主量子数
• 軌道量子数

オービタル

磁気量子数

スピン量子数
さらに、軌道という言葉の代わりに「軌道」という用語を使用します。軌道とは電子の波動関数であり、大まかに言うと、電子がその時間の 90% を過ごす領域です。
N - レベル
L - シェル

M l - 軌道番号

M s - 軌道上の第 1 または第 2 電子

軌道量子数 l
電子雲を研究した結果、電子雲はエネルギー レベルに応じて、ボール、ダンベル、および他の 2 つのより複雑な 4 つの主な形状をとることがわかりました。
これらの形態は、エネルギーが増加する順に、s シェル、p シェル、d シェル、f シェルと呼ばれます。
これらのシェルのそれぞれは、1 (s 上)、3 (p 上)、5 (d 上)、7 (f 上) の軌道を持つことができます。 軌道量子数は、軌道が位置する殻です。 s、p、d、f 軌道の軌道量子数は、それぞれ 0、1、2、または 3 の値を取ります。

S 殻 (L=0) には 1 つの軌道があり、電子が 2 つあります。

p 殻には 3 つの軌道があり、-L から +L までの番号で指定されます。つまり、p 殻 (L=1) の場合、軌道「-1」、「0」、「1」があります。 。

磁気量子数は文字 m l で表されます。

殻の内部では、電子が異なる軌道に位置しやすくなるため、最初の電子が各軌道に 1 つずつ埋められ、その後、電子のペアが各軌道に追加されます。
d シェルについて考えてみましょう。

d シェルは値 L=2、つまり 5 つの軌道 (-2、-1、0、1、および 2) に対応し、最初の 5 つの電子が値 M l =-2、M を取ってシェルを満たします。 l =-1、M l =0、M l =1、M l =2。

スピン量子数 m s

スピンは電子の軸の周りの回転の方向であり、2 つの方向があるため、スピン量子数には +1/2 と -1/2 の 2 つの値があります。 1 つのエネルギーサブレベルには、反対のスピンを持つ 2 つの電子のみを含めることができます。 スピン量子数は m s で表されます

主量子数 n

主な量子数はエネルギー準位であり、現在 7 つのエネルギー準位が知られており、それぞれがアラビア数字 1、2、3、...7 で示されます。 各レベルのシェルの数はレベル番号と同じです。最初のレベルには 1 つのシェルがあり、2 番目のレベルには 2 つのシェルがあります。

電子数