金の電子殻の構造。 原子の電子配置

私たちの周りの世界は化学物質でできています。

各化学物質の性質は、他の物質を形成する能力を特徴付ける化学的性質と、客観的に観察され、化学変化から切り離して考えることができる物理的性質の 2 つのタイプに分類されます。 たとえば、物質の物理的特性とは、凝集状態 (固体、液体、気体)、熱伝導率、熱容量、さまざまな媒体 (水、アルコールなど) への溶解度、密度、色、味などです。

ある化学物質が他の物質に変化することを化学現象または化学反応といいます。 なお、物理現象の中には、他の物質に変化することなく、明らかに物性の変化を伴うものも存在する。 物理現象には、たとえば、氷の融解、水の凍結または蒸発などが含まれます。

プロセス中に化学現象が起こっているという事実は、色の変化、沈殿物の形成、ガスの放出、熱および（または）光の放出などの化学反応の特徴的な兆候を観察することによって結論付けることができます。

たとえば、化学反応の発生についての結論は、次のことを観察することで得られます。

水を沸騰させると沈殿物が形成され、日常生活ではスケールと呼ばれます。

火が燃えるときの熱と光の放出。

新鮮なリンゴの切り口の空気中での色の変化。

生地発酵時の気泡の発生など

化学反応中に実質的に変化せず、新しい方法でのみ結合する物質の最小の粒子は、原子と呼ばれます。

このような物質の単位の存在という考えそのものが、古代ギリシャで古代哲学者の心の中に生まれました。ギリシャ語から文字通り翻訳された「アトモス」は「不可分」を意味するため、実際にはこれが「アトム」という用語の起源を説明しています。

しかし、古代ギリシャの哲学者の考えに反して、原子は物質の絶対的な最小値ではありません。 それら自体は複雑な構造を持っています。

各原子は、陽子、中性子、電子といったいわゆる素粒子で構成されており、それぞれ記号 p + 、n o 、e - で表されます。 使用されている表記の上付き文字は、陽子は単位正電荷を持ち、電子は単位負電荷を持ち、中性子は電荷を持たないことを示します。

原子の定性的構造に関しては、各原子ではすべての陽子と中性子がいわゆる原子核に集中しており、その周りに電子が電子殻を形成しています。

陽子と中性子の質量はほぼ同じです。 m p ≈ m n であり、電子の質量はそれぞれの質量のほぼ 2000 分の 1 です。 m p /m e ≈ m n /m e ≈ 2000。

原子の基本的な性質は電気的中性であり、1 つの電子の電荷は 1 つの陽子の電荷に等しいため、このことから、任意の原子の電子の数は陽子の数に等しいと結論付けることができます。

たとえば、以下の表は、考えられる原子の組成を示しています。

同じ核電荷を持つ原子の種類、つまり 原子核内に同じ数の陽子を持つものを化学元素と呼びます。 したがって、上の表から、atom1 と atom2 は 1 つの化学元素に属し、atom3 と atom4 は別の化学元素に属すると結論付けることができます。

各化学元素には独自の名前と個別の記号があり、特定の方法で読み取られます。 したがって、たとえば、原子核に陽子が 1 つだけ含まれている最も単純な化学元素は「水素」と呼ばれ、記号「H」で示され、「灰」と読み取られます。 +7の核電荷（つまり、7つの陽子を含む）-「窒素」には、「N」という記号があり、「en」と読みます。

上の表からわかるように、1 つの化学元素の原子は、原子核内の中性子の数が異なる場合があります。

同じ化学元素に属しますが、中性子の数が異なり、その結果として質量が異なる原子は、同位体と呼ばれます。

たとえば、化学元素水素には 1 H、2 H、3 H という 3 つの同位体があります。記号 H の上の添字 1、2、3 は中性子と陽子の総数を意味します。 それらの。 水素が原子核に陽子が 1 つあるという事実を特徴とする化学元素であることを知っていると、 1 H 同位体には中性子がまったく存在しない (1-1 = 0) と結論付けることができます。 2 H 同位体 - 中性子 1 個 (2-1=1)、3 H 同位体 - 中性子 2 個 (3-1=2)。 すでに述べたように、中性子と陽子は同じ質量を持ち、電子の質量はそれらに比べて無視できるほど小さいため、これは、2H 同位体が 1H 同位体のほぼ 2 倍重く、3H 同位体がさらに3倍も重い。 水素同位体の質量のばらつきが非常に大きいため、同位体 2 H と 3 H には別の個別の名前と記号さえ割り当てられましたが、これは他の化学元素では一般的ではありません。 2H 同位体は重水素と名付けられ記号 D が与えられ、3H 同位体はトリチウムと名付けられ記号 T が与えられました。

陽子と中性子の質量を 1 つとして考え、電子の質量を無視すると、実際には、原子内の陽子と中性子の総数に加えて、左上の指数がその質量と考えることができます。したがって、この指数は質量数と呼ばれ、記号 A で示されます。陽子の原子核の電荷は原子に対応し、各陽子の電荷は従来 +1 に等しいと考えられているため、原子核内の陽子の数は原子核は電荷数 (Z) と呼ばれます。 原子の中の中性子の数を N と表すと、質量数、電荷数、中性子の数の関係は数学的に次のように表すことができます。

現代の概念によれば、電子は二重（粒子波）の性質を持っています。 粒子と波の両方の性質を持っています。 電子は粒子と同様に質量と電荷を持っていますが、同時に電子の流れは波のように回折する性質を持っています。

原子内の電子の状態を記述するには、量子力学の概念が使用されます。これによると、電子は特定の運動軌道を持たず、空間内の任意の点に位置する可能性がありますが、確率は異なります。

電子が存在する可能性が最も高い原子核の周囲の空間領域は、原子軌道と呼ばれます。

原子軌道はさまざまな形状、サイズ、方向を持つことができます。 原子軌道は電子雲とも呼ばれます。

図的には、1 つの原子軌道は通常、正方形のセルとして表されます。

量子力学には非常に複雑な数学的装置があるため、学校の化学コースの枠組みでは、量子力学理論の結果のみが考慮されます。

これらの結果によると、原子軌道とその中に位置する電子は 4 つの量子数によって完全に特徴付けられます。

• 主量子数 n は、特定の軌道内の電子の総エネルギーを決定します。 主量子数の値の範囲はすべて自然数です。 n = 1、2、3、4、5 など
• 軌道量子数 - l - は原子軌道の形状を特徴づけ、0 から n-1 までの任意の整数値を取ることができます。n は主要な量子数であることを思い出してください。

l = 0 の軌道を呼びます。 s-軌道。 s 軌道は球形であり、空間内で方向性を持ちません。

l = 1 の軌道は次のように呼ばれます。 p-軌道。 これらの軌道は 3 次元の 8 の字の形をしています。 対称軸を中心に 8 の字を回転させることによって得られる形状で、外見的にはダンベルに似ています。

l = 2 の軌道は次のように呼ばれます。 d-軌道、そして l = 3 の場合 – f-軌道。 それらの構造ははるかに複雑です。

3) 磁気量子数 – m l – は、特定の原子軌道の空間方向を決定し、磁場の方向への軌道角運動量の投影を表します。 磁気量子数 m l は、外部磁場強度ベクトルの方向に対する軌道の向きに対応し、0 を含む、-1 から +1 までの任意の整数値を取ることができます。 可能な値の合計数は (2l+1) です。 したがって、たとえば、l = 0 m の場合、l = 0 (1 つの値)、l = 1 m の場合、l = -1、0、+1 (3 つの値)、l = 2 m の場合、l = -2、-1、0、+ 1、+2（磁気量子数の5つの値）など

したがって、たとえば、p 軌道、つまり 軌道量子数 l = 1 の軌道は、「3 次元の 8 の字」の形をしており、磁気量子数の 3 つの値 (-1、0、+1) に対応し、それぞれが次のように対応します。空間内で互いに直交する 3 つの方向。

4) スピン量子数 (または単にスピン) - m s - は、条件付きで、原子内の電子の回転方向に影響を与えると考えられます。 異なるスピンを持つ電子は、異なる方向を向いた垂直矢印、↓ および によって示されます。

同じ主量子数を持つ原子内のすべての軌道のセットは、エネルギー準位または電子殻と呼ばれます。 ある数 n の任意のエネルギー準位は、n 2 個の軌道で構成されます。

主量子数と軌道量子数の同じ値を持つ軌道の集合はエネルギー副準位を表します。

主量子数 n に対応する各エネルギー レベルには、n 個のサブレベルが含まれます。 次に、軌道量子番号 l の各エネルギーサブレベルは (2l+1) 個の軌道で構成されます。 したがって、s サブレベルは 1 つの s 軌道で構成され、p サブレベルは 3 つの p 軌道で構成され、d サブレベルは 5 つの d 軌道で構成され、f サブレベルは 7 つの f 軌道で構成されます。 すでに述べたように、1 つの原子軌道は 1 つの正方形のセルで表されることが多いため、s、p、d、および f サブレベルは次のようにグラフで表すことができます。

各軌道は、厳密に定義された 3 つの量子数 n、l、および m l の個別のセットに対応します。

軌道間の電子の分布は電子配置と呼ばれます。

原子軌道の電子による充填は、次の 3 つの条件に従って発生します。

• 最小エネルギー原則: 電子は、エネルギーの最も低いサブ準位から始めて軌道を満たします。 エネルギーの昇順でのサブレベルのシーケンスは次のとおりです: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;

電子サブレベルを記入するこのシーケンスを覚えやすくするために、次の図が非常に便利です。

• パウリの原理: 各軌道には電子を 2 つまで含めることができます。

軌道内に電子が 1 つある場合は不対と呼ばれ、2 つある場合は電子対と呼ばれます。

• フントの法則: 原子の最も安定した状態は、1 つのサブレベル内で原子が可能な最大数の不対電子を有する状態です。 この原子の最も安定な状態は基底状態と呼ばれます。

実際、上記は、たとえば、p 副準位の 3 つの軌道における 1、2、3、4 番目の電子の配置が次のように実行されることを意味します。

電荷数 1 の水素から電荷数 36 のクリプトン (Kr) への原子軌道の充填は、次のように実行されます。

このような原子軌道の充填順序の表現は、エネルギー図と呼ばれます。 個々の要素の電子図に基づいて、いわゆる電子式 (構成) を書き留めることができます。 したがって、たとえば、15 個の陽子とその結果として 15 個の電子を持つ元素、つまり リン (P) は次のエネルギー図になります。

電子式に変換すると、リン原子は次の形式になります。

15 P = 1 秒 2 2 秒 2 2p 6 3 秒 2 3p 3

サブ準位記号の左側にある通常サイズの数字はエネルギー準位番号を示し、サブ準位記号の右側の上付き文字は、対応するサブ準位内の電子の数を示します。

以下は、D.I. による周期表の最初の 36 個の元素の電子式です。 メンデレーエフ。

期間	商品番号	シンボル	名前	電子式
私	1	H	水素	1秒1
	2	彼	ヘリウム	1秒2
Ⅱ	3	李	リチウム	1秒2 2秒1
	4	なれ	ベリリウム	1秒2 2秒2
	5	B	ボロン	1秒 2 2秒 2 2p 1
	6	C	炭素	1秒2 2秒2 2p2
	7	N	窒素	1秒 2 2秒 2 2p 3
	8	○	酸素	1秒 2 2秒 2 2p 4
	9	F	フッ素	1秒 2 2秒 2 2p 5
	10	ネ	ネオン	1秒 2 2秒 2 2p 6
Ⅲ	11	ナ	ナトリウム	1秒 2 2秒 2 2p 6 3秒 1
	12	マグネシウム	マグネシウム	1秒 2 2秒 2 2p 6 3秒 2
	13	アル	アルミニウム	1秒 2 2秒 2 2p 6 3秒 2 3p 1
	14	シ	シリコン	1秒 2 2秒 2 2p 6 3秒 2 3p 2
	15	P	リン	1秒 2 2秒 2 2p 6 3秒 2 3p 3
	16	S	硫黄	1秒 2 2秒 2 2p 6 3秒 2 3p 4
	17	Cl	塩素	1秒 2 2秒 2 2p 6 3秒 2 3p 5
	18	アル	アルゴン	1秒 2 2秒 2 2p 6 3秒 2 3p 6
Ⅳ	19	K	カリウム	1秒 2 2秒 2 2p 6 3秒 2 3p 6 4秒 1
	20	Ca	カルシウム	1秒 2 2秒 2 2p 6 3秒 2 3p 6 4秒 2
	21	Sc	スカンジウム	1秒 2 2秒 2 2p 6 3秒 2 3p 6 4秒 2 3d 1
	22	ティ	チタン	1秒 2 2秒 2 2p 6 3秒 2 3p 6 4秒 2 3d 2
	23	V	バナジウム	1秒 2 2秒 2 2p 6 3秒 2 3p 6 4秒 2 3d 3
	24	Cr	クロム	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 ここで、1 つの電子のジャンプを観察します。 sの上 dサブレベル
	25	ん	マンガン	1秒 2 2秒 2 2p 6 3秒 2 3p 6 4秒 2 3d 5
	26	鉄	鉄	1秒 2 2秒 2 2p 6 3秒 2 3p 6 4秒 2 3d 6
	27	コ	コバルト	1秒 2 2秒 2 2p 6 3秒 2 3p 6 4秒 2 3d 7
	28	ニ	ニッケル	1秒 2 2秒 2 2p 6 3秒 2 3p 6 4秒 2 3d 8
	29	銅	銅	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 ここで、1 つの電子のジャンプを観察します。 sの上 dサブレベル
	30	亜鉛	亜鉛	1秒 2 2秒 2 2p 6 3秒 2 3p 6 4秒 2 3d 10
	31	ガ	ガリウム	1秒 2 2秒 2 2p 6 3秒 2 3p 6 4秒 2 3d 10 4p 1
	32	ゲ	ゲルマニウム	1秒 2 2秒 2 2p 6 3秒 2 3p 6 4秒 2 3d 10 4p 2
	33	として	砒素	1秒 2 2秒 2 2p 6 3秒 2 3p 6 4秒 2 3d 10 4p 3
	34	セ	セレン	1秒 2 2秒 2 2p 6 3秒 2 3p 6 4秒 2 3d 10 4p 4
	35	Br	臭素	1秒 2 2秒 2 2p 6 3秒 2 3p 6 4秒 2 3d 10 4p 5
	36	クローラ	クリプトン	1秒 2 2秒 2 2p 6 3秒 2 3p 6 4秒 2 3d 10 4p 6

すでに述べたように、基底状態では、原子軌道内の電子は最小エネルギーの原理に従って配置されます。 しかし、原子の基底状態に空の p 軌道が存在すると、多くの場合、原子に過剰なエネルギーを与えることによって、原子をいわゆる励起状態に移行させることができます。 たとえば、基底状態のホウ素原子は、次の形式の電子配置とエネルギー図を持ちます。

5 B = 1 秒 2 2 秒 2 2p 1

そして興奮状態(*)、つまり ホウ素原子にエネルギーが与えられると、その電子配置とエネルギー図は次のようになります。

5 B* = 1 秒 2 2 秒 1 2p 2

原子内のどのサブレベルが最後に満たされるかに応じて、化学元素は s、p、d、または f に分類されます。

テーブル D.I 内の s、p、d、f 要素の検索 メンデレーエフ:

• s 要素には、埋められる最後の s サブレベルがあります。 これらの要素には、グループ I および II のメイン (表のセルの左側) サブグループの要素が含まれます。
• p 要素の場合、p サブレベルが埋められます。 p 要素には、最初と 7 を除く各期間の最後の 6 つの要素と、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。
• d 要素は、長い期間において s 要素と p 要素の間に位置します。
• f-元素はランタニドおよびアクチニドと呼ばれます。 それらはD.I.テーブルの下部にリストされています。 メンデレーエフ。

原子の組成。

原子は次のもので構成されています 原子核そして 電子殻.

原子核は陽子で構成されています（ p+) と中性子 ( n 0)。 ほとんどの水素原子は 1 つの陽子からなる核を持っています。

陽子の数 N(p+) は核電荷 ( Z) および元素の自然系列 (および元素の周期表) における元素の序数。

N(p +) = Z

中性子の合計 N(n 0)、単に文字で表されます N、陽子の数 Z呼ばれた 質量数そして文字によって指定されます あ.

あ = Z + N

原子の電子殻は、原子核の周りを移動する電子で構成されています ( e -).

電子の数 N(e-) 中性原子の電子殻内の陽子の数と等しい Zその核心部分にある。

陽子の質量は中性子の質量にほぼ等しく、電子の質量の 1840 倍であるため、原子の質量は原子核の質量にほぼ等しくなります。

原子の形は球形です。 原子核の半径は原子の半径の約10万分の1です。

化学元素- 同じ核電荷（原子核内の同じ数の陽子）を持つ原子の種類（原子の集まり）。

アイソトープ- 原子核内に同じ数の中性子を持つ同じ元素の原子の集合（または原子核内に同じ数の陽子と同じ数の中性子を持つ原子の種類）。

異なる同位体は、原子核の中の中性子の数が互いに異なります。

個々の原子または同位体の指定: (E - 元素記号)、例: 。

原子の電子殻の構造

原子軌道- 原子内の電子の状態。 軌道の記号は です。 各軌道には対応する電子雲があります。

基底 (非励起) 状態にある実際の原子の軌道には、次の 4 つのタイプがあります。 s, p, dそして f.

電子クラウド- 電子が 90 (またはそれ以上) パーセントの確率で見つかる空間の部分。

注記: 「原子軌道」と「電子雲」の概念を区別せず、両方を「原子軌道」と呼ぶ場合もあります。

原子の電子殻は層状になっています。 電子層同じ大きさの電子雲によって形成されます。 1つの層の軌道が形成されます 電子（「エネルギー」）レベル、それらのエネルギーは水素原子では同じですが、他の原子では異なります。

同じ種類の軌道は次のようにグループ化されます。 電子（エネルギー）サブレベル:
s-サブレベル (1 つのレベルで構成されます) s-軌道)、記号 - 。
p-サブレベル (3 つのレベルで構成されます) p
d-サブレベル (5 つのレベルで構成されます) d-軌道)、記号 - 。
f- サブレベル (7 つで構成されます) f-軌道)、記号 - 。

同じサブレベルの軌道のエネルギーは同じです。

サブレベルを指定する場合、レイヤー (電子レベル) の番号がサブレベルのシンボルに追加されます。例: 2 s, 3p, 5d手段 s- 2 番目のレベルのサブレベル、 p- 3 番目のレベルのサブレベル、 d-第 5 レベルのサブレベル。

1 つのレベルのサブレベルの合計数はレベル番号と同じです n。 1 レベルの軌道の総数は次のとおりです。 n 2. したがって、1 つの層にある雲の総数も次のようになります。 n 2 .

指定: - 自由軌道 (電子なし)、 - 不対電子のある軌道、 - 電子対のある軌道 (電子 2 つあり)。

電子が原子の軌道を満たす順序は、次の 3 つの自然法則によって決まります (公式は簡略化して示されています)。

1. 最小エネルギーの原理 - 電子は、軌道のエネルギーが増加する順に軌道を満たす。

2. パウリの原理 - 1 つの軌道内に 2 つ以上の電子が存在することはできません。

3. フントの法則 - サブレベル内では、電子はまず空の軌道を (一度に 1 つずつ) 満たし、その後初めて電子対を形成します。

電子準位（または電子層）内の電子の総数は 2 です n 2 .

エネルギーによるサブレベルの分布は次のように表されます (エネルギーの増加順)。

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p ...

このシーケンスはエネルギー図で明確に表現されます。

レベル、サブレベル、軌道にわたる原子の電子の分布 (原子の電子配置) は、電子の式、エネルギー図、またはより単純には電子層の図 (「電子図」) として表すことができます。

原子の電子構造の例:

価電子- 化学結合の形成に関与できる原子の電子。 どの原子についても、これらはすべての外側の電子と、外側の電子よ​​りもエネルギーが大きい前外側の電子です。 例: Ca 原子には 4 つの外部電子があります s 2、それらは原子価でもあります。 Fe原子には4つの外側電子があります s 2個だけど彼は3個持ってる d 6 したがって、鉄原子には 8 つの価電子があります。 カルシウム原子の電子式は4です。 s 2、鉄原子 - 4 s 2 3d 6 .

D. I. メンデレーエフによる元素周期表
(化学元素の自然系)

化学元素の周期法則(現代の定式化): 化学元素の特性、およびそれらによって形成される単純物質および複雑な物質は、原子核の電荷の値に周期的に依存します。

周期表- 周期律のグラフィック表現。

天然の一連の化学元素- 原子核内の陽子の数の増加に従って配置された一連の化学元素、またはこれらの原子核の電荷の増加に従って配置された一連の化学元素。 この系列の元素の原子番号は、この元素の任意の原子の核内の陽子の数に等しくなります。

化学元素の表は、自然の一連の化学元素を次のように「切り出す」ことによって構築されます。 期間原子の同様の電子構造を持つ元素のグループ（表の横の行）とグループ（表の縦の列）。

要素のグループ化方法によっては、テーブルが次のようになります。 長期(価電子の数と種類が同じ元素がグループに集められます) 短期間(価電子の数が同じ元素はグループに集められます)。

短周期表グループはサブグループ ( 主要そして 側)、長周期表のグループと一致します。

同じ周期の元素のすべての原子には、周期数に等しい同じ数の電子層があります。

期間内の要素の数: 2、8、8、18、18、32、32。第 8 期の要素のほとんどは人工的に取得されました。この期間の最後の要素はまだ合成されていません。 最初の期間を除くすべての期間は、アルカリ金属形成元素 (Li、Na、K など) で始まり、希ガス形成元素 (He、Ne、Ar、Kr など) で終わります。

短周期の表には 8 つのグループがあり、それぞれが 2 つのサブグループ (主グループと副グループ) に分けられます。長周期の表には 16 のグループがあり、ローマ数字で A または B の文字が付けられています。例: IA、IIIB、VIA、VIIB。 長周期表のグループ IA は、短周期表の最初のグループの主サブグループに対応します。 グループ VIIB - 7 番目のグループの二次サブグループ: 残り - 同様に。

化学元素の性質はグループや時代によって自然に変化します。

期間内 (シリアル番号が増加する)

• 核電荷が増加する
• 外側の電子の数が増加し、
• 原子の半径が小さくなり、
• 電子と原子核の間の結合の強さ（イオン化エネルギー）が増加し、
• 電気陰性度が増加し、
• 単体物質の酸化特性が強化され（「非金属性」）、
• 単体の物質の還元特性が弱まり（「金属性」）、
• 水酸化物および対応する酸化物の基本的な性質を弱めます。
• 水酸化物および対応する酸化物の酸性特性が増加します。

グループ内 (シリアル番号が増加する)

• 核電荷が増加する
• 原子の半径が増加します (A グループのみ)。
• 電子と原子核の間の結合の強度が減少します (イオン化エネルギー; A グループのみ)。
• 電気陰性度が減少します (A グループのみ)。
• 単体物質の酸化特性が弱まる（「非金属性」、Aグループのみ）、
• 単体物質の還元特性が強化されます (「金属性」; A グループのみ)、
• 水酸化物および対応する酸化物の基本的な性質が増加します (A グループのみ)。
• 水酸化物および対応する酸化物（A グループのみ）の酸性特性を弱めます。
• 水素化合物の安定性が低下します（還元活性が増加します。A グループのみ）。

「トピック 9.」原子の構造に関するタスクとテスト。 D. I. メンデレーエフ (PSHE) による化学元素の周期法と周期系。

• 周期律 - 周期律と原子の構造 グレード 8 ～ 9
  軌道を電子で満たす法則 (最小エネルギーの原理、パウリの原理、フントの法則)、元素の周期表の構造を知っておく必要があります。

  周期表内の元素の位置によって原子の組成を決定し、逆に、その組成を知って周期系内の元素を見つけることができなければなりません。 構造図、原子、イオンの電子配置を描画し、逆に、図と電子配置から PSCE 内の化学元素の位置を決定します。 PSCE におけるその位置に従って、元素とそれが形成する物質の特徴を明らかにする。 周期系の 1 つの周期および 1 つの主要なサブグループ内で、原子の半径、化学元素の特性、およびそれらが形成する物質の変化を決定します。

  例1.第 3 電子準位の軌道の数を決定します。 これらの軌道は何でしょうか?
  軌道の数を決定するには、次の式を使用します。 N軌道 = n 2 どこで n- レベル番号。 N軌道 = 3 2 = 9. 1 3 s-、3 3 p- そして 5 3 d-軌道。

  例2。どの元素の原子が電子式 1 を持つかを決定します。 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 .
  それがどの元素であるかを判断するには、その原子番号を調べる必要があります。原子番号は、原子の電子の総数に等しいです。 この場合: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13。これはアルミニウムです。

  必要なものがすべて学習されていることを確認したら、タスクの完了に進みます。 皆様の成功をお祈りしております。

  
  推奨読書:
  • O. S. ガブリエルアン、化学 11 年生。 M.、バスタード、2002年。
  • G.E.ルジティス、F.G.フェルドマン。 化学11年生。 M.、教育、2001 年。

化学元素の電子式を作成する方法を見てみましょう。 この質問は、問題の原子の構造だけでなく、予想される物理的および化学的特性についてのアイデアも与えるため、重要かつ関連性があります。

コンパイルルール

化学元素の図式および電子式を作成するには、原子構造の理論を理解する必要があります。 まず、原子には 2 つの主な構成要素があります。原子核と負の電子です。 原子核には、電荷を持たない中性子と、正の電荷を持った陽子が含まれます。

化学元素の電子式を合成して決定する方法を議論する際に、原子核内の陽子の数を求めるにはメンデレーエフの周期系が必要であることに注意します。

元素の数は、原子核内にある陽子の数に対応します。 原子が存在する周期の数は、電子が存在するエネルギー層の数を特徴付けます。

電荷を持たない中性子の数を決定するには、元素の原子の相対質量からそのシリアル番号 (陽子の数) を引く必要があります。

説明書

化学元素の電子式を構成する方法を理解するために、クレチコフスキーによって定式化された、負の粒子でサブレベルを埋めるための規則を考慮してください。

自由軌道がどれだけの自由エネルギーを持っているかに応じて、電子で満たされる一連の準位を特徴付ける系列が編集されます。

各軌道には電子が 2 つだけ含まれており、電子は逆平行スピンで配置されています。

電子殻の構造を表現するために、図式が使用されます。 化学元素の原子の電子式はどのようなものですか? グラフィックオプションを作成するにはどうすればよいですか? これらの質問は学校の化学コースに含まれているため、さらに詳しく説明します。

図式を作成するときに使用される特定のマトリックス（基礎）があります。 s 軌道は、2 つの電子が互いに反対側に位置する 1 つの量子セルのみによって特徴付けられます。 それらは矢印でグラフィカルに示されます。 p 軌道の場合、3 つのセルが示されており、それぞれも 2 つの電子を含み、d 軌道は 10 個の電子を含み、f 軌道は 14 個の電子で満たされています。

電子式のコンパイル例

化学元素の電子式を構成する方法についての会話を続けましょう。 たとえば、元素マンガンのグラフィックおよび電子式を作成する必要があります。 まず、周期表におけるこの元素の位置を決定しましょう。 原子番号は25なので、原子の中には25個の電子があります。 マンガンは第 4 周期元素であるため、4 つのエネルギー準位があります。

化学元素の電子式を記述するにはどうすればよいですか? 要素の記号とシリアル番号を書き留めます。 クレチコフスキーの法則を使用して、エネルギー準位とサブ準位間で電子を分配します。 それらを第 1 レベル、第 2 レベル、および第 3 レベルに順番に配置し、各セルに 2 つの電子を配置します。

次に、それらを合計して 20 個を取得します。 3 つのレベルは電子で完全に満たされており、4 番目のレベルには 5 つの電子だけが残っています。 各種類の軌道には独自のエネルギー貯蔵量があることを考慮して、残りの電子を 4s および 3d サブ準位に分配します。 その結果、完成したマンガン原子の電子グラフィック式は次の形式になります。

1s2 / 2s2、2p6 / 3s2、3p6 / 4s2、3d3

実用的な意義

電子のグラフ式を使用すると、特定の化学元素の価数を決定する自由 (不対) 電子の数を明確に確認できます。

周期表にある任意の原子の電子グラフィック式を作成できる、一般化されたアクションのアルゴリズムを提供します。

まず、周期表を使用して電子の数を決定する必要があります。 周期番号はエネルギーレベルの数を示します。

特定のグループに属することは、外側のエネルギー準位にある電子の数に関連付けられます。 レベルはサブレベルに分割され、Klechkovsky ルールを考慮して埋められます。

結論

周期表にある化学元素の原子価の可能性を決定するには、その原子の電子グラフィック式を編集する必要があります。 上記のアルゴリズムを使用すると、このタスクに対処し、原子の考えられる化学的および物理的特性を決定することができます。

電子構成原子は、その電子軌道を数値的に表現したものです。 電子軌道は、電子が見つかる可能性が数学的に高い原子核の周囲にあるさまざまな形の領域です。 電子配置は、原子が持つ電子軌道の数を迅速かつ簡単に示し、各軌道内の電子の数を決定するのに役立ちます。 この記事を読めば、電子設定の作成方法がマスターできます。

ステップ

D.I.メンデレーエフの周期系を使用した電子の分布

原子の原子番号を見つけます。各原子には、それに関連付けられた特定の数の電子があります。 周期表で原子の記号を見つけます。 原子番号は、1 (水素の場合) から始まり、後続の原子ごとに 1 ずつ増加する正の整数です。 原子番号は原子内の陽子の数であるため、電荷がゼロの原子の電子の数でもあります。

原子の電荷を決定します。中性原子は、周期表に示されているのと同じ数の電子を持ちます。 ただし、荷電した原子は、その電荷の大きさに応じて多かれ少なかれ電子を持ちます。 荷電した原子を扱う場合は、次のように電子を加算または減算します。負の電荷ごとに電子を 1 つ追加し、正の電荷ごとに 1 つ減算します。

• たとえば、電荷 -1 のナトリウム原子は余分な電子を持ちます。 加えてつまり、原子は合計 12 個の電子を持つことになります。
• +1 の電荷を持つナトリウム原子について話している場合、基本原子番号 11 から電子 1 つを減算する必要があります。 したがって、原子には 10 個の電子があります。

1. 軌道の基本的なリストを覚えておいてください。原子内の電子の数が増加すると、特定の順序に従って原子の電子殻のさまざまなサブレベルが満たされます。 電子殻の各サブレベルは、満たされると偶数の電子を含みます。 次のサブレベルがあります。

   電子構成表記法を理解する。電子配置は、各軌道内の電子の数を明確に示すために書かれています。 軌道は順番に書かれ、各軌道の原子の数が軌道名の右側に上付き文字として書かれます。 完成した電子構成は、一連の下位レベルの指定と上付き文字の形式になります。

   • たとえば、最も単純な電子構成を次に示します。 １秒２２秒２２ｐ６．この構成は、1s サブレベルに 2 つの電子、2s サブレベルに 2 つの電子、2p サブレベルに 6 つの電子があることを示しています。 2 + 2 + 6 = 合計 10 電子。 これは中性ネオン原子 (ネオンの原子番号は 10) の電子配置です。

2. 軌道の順序を覚えておいてください。電子軌道には電子殻番号の増加順に番号が付けられていますが、エネルギーの増加順に配置されていることに注意してください。 たとえば、満たされた 4s 2 軌道は、部分的に満たされたまたは満たされた 3d 10 軌道よりもエネルギーが低い (または移動度が低い) ため、4s 軌道が最初に書き込まれます。 軌道の順序がわかれば、原子内の電子の数に従って軌道を簡単に埋めることができます。 軌道を埋める順序は次のとおりです。 1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s、4f、5d、6p、7s、5f、6d、7p。

   • すべての軌道が満たされた原子の電子配置は次のようになります。 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 7s 2 5f 14 6d 10 7p 6
   • すべての軌道が満たされたときの上記のエントリは、周期表で最も大きい番号の原子である元素 Uuo (ウヌノクチウム) 118 の電子配置であることに注意してください。 したがって、この電子配置には、中性に荷電した原子の現在知られている電子サブレベルがすべて含まれています。

3. 原子内の電子の数に応じて軌道を満たします。たとえば、中性カルシウム原子の電子配置を書き留めたい場合は、周期表で原子番号を調べることから始めなければなりません。 原子番号は20なので、電子が20個ある原子の配置を上記の順番で書きます。

   • 20 番目の電子に到達するまで、上記の順序に従って軌道を埋めていきます。 最初の 1s 軌道には 2 個の電子があり、2s 軌道にも 2 個、2p には 6 個、3s には 2 個、3p には 6 個、4s には 2 個の電子があります (2 + 2 + 6 +2 + 6 + 2 = 20 。) つまり、カルシウムの電子配置は次の形式になります。 1秒 2 2秒 2 2p 6 3秒 2 3p 6 4秒 2 。
   • 軌道はエネルギーの増加順に配置されていることに注意してください。 たとえば、第 4 エネルギーレベルに移行する準備ができたら、まず 4s 軌道を書き留めます。 それから 3D。 4 番目のエネルギー レベルの後は、5 番目のエネルギー レベルに移動し、同じ順序が繰り返されます。 これは、第 3 のエネルギーレベルの後でのみ発生します。

4. 周期表を視覚的な手がかりとして使用します。おそらく、周期表の形状が電子配置における電子サブレベルの順序に対応していることにすでに気づいているでしょう。 たとえば、左から 2 番目の列の原子は常に「s 2」で終わり、中央の細い部分の右端の原子は常に「d 10」で終わります。 周期表を、軌道に追加する順序が表内の位置にどのように対応するかを記述するための視覚的なガイドとして使用します。 以下を参照してください：

   • 具体的には、左端の 2 列には電子配置が s 軌道で終わる原子が含まれ、表の右のブロックには配置が p 軌道で終わる原子が含まれ、下半分には f 軌道で終わる原子が含まれます。
   • たとえば、塩素の電子配置を書くときは、次のように考えます。「この原子は、周期表の 3 番目の行 (または「周期」) に位置します。また、周期表の p 軌道ブロックの 5 番目のグループにも位置します。したがって、その電子配置は ..3p 5 で終わります。
   • 表の d および f 軌道領域の元素は、それらが位置する周期に対応しないエネルギー準位によって特徴づけられることに注意してください。 たとえば、d 軌道を持つ元素のブロックの最初の行は、第 4 周期にありますが、3d 軌道に対応します。また、f 軌道を持つ元素の最初の行は、第 6 周期にありますが、4f 軌道に対応します。期間。

5. 長い電子配置を記述するための略語を学びます。周期表の右端にある原子は次のように呼ばれます。 希ガス。これらの元素は化学的に非常に安定しています。 長い電子配置を記述するプロセスを短縮するには、原子よりも電子数が少ない最も近い希ガスの化学記号を角括弧内に書き、その後、後続の軌道レベルの電子配置を書き続けます。 以下を参照してください：

   • この概念を理解するには、構成例を作成すると役立ちます。 亜鉛（原子番号30）の配置を希ガスを含む略語で書きましょう。 亜鉛の完全な構成は次のようになります: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10。 ただし、1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 は、希ガスであるアルゴンの電子配置であることがわかります。 亜鉛の電子配置の一部を角括弧 (.) 内のアルゴンの化学記号に置き換えるだけです。
   • したがって、亜鉛の電子配置は省略形で次のようになります。 ４秒２３Ｄ１０。
   • アルゴンなどの希ガスの電子配置を書き込んでいる場合は、書き込めないことに注意してください。 この要素の前に希ガスの略語を使用する必要があります。 アルゴンの場合はネオン () になります。

   周期表 ADOMAH の使用

   1. 周期表アドマをマスターしましょう。電子配置を記録するこの方法では暗記は必要ありませんが、従来の周期表では第 4 周期以降、周期番号が電子殻に対応していないため、周期表を修正する必要があります。 周期表 ADOMAH を見つけてください。科学者 Valery Zimmerman によって開発された特別なタイプの周期表です。 短いインターネット検索で簡単に見つけることができます。

      • ADOMAH 周期表では、横の行はハロゲン、希ガス、アルカリ金属、アルカリ土類金属などの元素のグループを表します。 垂直列は電子レベルに対応し、いわゆる「カスケード」（ブロック s、p、d、f を接続する斜線）は周期に対応します。
      • ヘリウムは水素に向かって移動します。これは、これらの元素が両方とも 1s 軌道によって特徴付けられるためです。 周期ブロック (s、p、d、f) が右側に表示され、レベル番号が下部に表示されます。 元素は 1 ～ 120 の番号が付けられたボックス内に表されます。これらの番号は通常の原子番号であり、中性原子内の電子の総数を表します。

   2. ADOMAH テーブルで原子を見つけます。元素の電子配置を記述するには、周期表 ADOMAH でその記号を調べ、原子番号の大きい元素をすべて取り消し線で消します。 たとえば、エルビウムの電子配置 (68) を記述する必要がある場合は、69 から 120 までのすべての要素を取り消します。

      • 表の下部にある 1 ～ 8 の数字に注目してください。 これらは電子レベルの数、または列の数です。 取り消し線が付いた項目のみを含む列は無視します。 エルビウムの場合、1、2、3、4、5、および 6 の番号が付けられた列が残ります。

   3. 要素までの軌道サブレベルを数えます。表の右側に示されているブロック記号 (s、p、d、f) と下部に示されている列番号を見て、ブロック間の斜線を無視して、列を列ブロックに分割し、順番にリストします。下から上へ。 繰り返しますが、すべての要素に取り消し線が付いているブロックは無視します。 列番号から始まり、その後にブロック記号が続く列ブロックを次のように書きます: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (エルビウムの場合)。

      • 注意: 上記の Er の電子配置は、電子サブ準位番号の昇順に書かれています。 軌道を埋める順番で書くこともできます。 これを行うには、列ブロックを記述するときに、列ではなく下から上へカスケードに従います: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 12 。

   4. 各電子サブレベルの電子を数えます。各列ブロック内の取り消し線が引かれていない元素を数え、各元素から 1 つの電子を付加し、次のように各列ブロックのブロック記号の横にその番号を書き込みます: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 4f 12 5s 2 5p 6 6s 2 。 この例では、これはエルビウムの電子配置です。

   5. 間違った電子設定に注意してください。最低エネルギー状態 (基底エネルギー状態とも呼ばれます) における原子の電子配置に関連する 18 の典型的な例外があります。 電子が占める最後の 2 つまたは 3 つの位置についてのみ、一般規則に従いません。 この場合、実際の電子配置は、電子が原子の標準配置と比較してエネルギーが低い状態にあると仮定します。 例外アトムには次のものが含まれます。

      • Cr(...、3d5、4s1); 銅(...、3d10、4s1); 注意(...、4d4、5s1); モー(..., 4d5, 5s1); ル(...、4d7、5s1); Rh(...、4d8、5s1); PD(...、4d10、5s0); 銀(...、4d10、5s1); ラ(..., 5d1, 6s2); セ(...、4f1、5d1、6s2); ゴッド(...、4f7、5d1、6s2); アウ(...、5d10、6s1); Ac(..., 6d1, 7s2); Th(...、6d2、7s2); パ(...、5f2、6d1、7s2); U(..., 5f3, 6d1, 7s2); NP(...、5f4、6d1、7s2) および Cm(...、5f7、6d1、7s2)。
   • 電子配置形式で書かれた原子の原子番号を見つけるには、文字 (s、p、d、f) に続く数字をすべて合計するだけです。 これは中性原子に対してのみ機能します。イオンを扱う場合は機能しません。余分な電子または失われた電子の数を加算または減算する必要があります。
   • 文字の後の数字は上付き文字です。テストでは間違えないでください。
   • 「半分いっぱい」のサブレベルの安定性はありません。 これは簡略化したものです。 「半分満たされた」サブ準位に起因する安定性は、各軌道が 1 つの電子によって占められているため、電子間の反発が最小限に抑えられるという事実によるものです。
   • 各原子は安定状態になる傾向があり、最も安定した配置では s および p サブレベルが満たされています (s2 および p6)。 希ガスはこの構造をしているため、ほとんど反応せず、周期表の右側に位置します。 したがって、配置が 3p 4 で終わる場合、安定状態に達するには 2 つの電子が必要です (s サブ準位電子を含む 6 つを失うには、より多くのエネルギーが必要となるため、4 つを失う方が簡単です)。 そして、配置が 4d 3 で終わる場合、安定状態に達するには 3 つの電子を失う必要があります。 さらに、半分埋められたサブレベル (s1、p3、d5...) は、たとえば p4 や p2 よりも安定しています。 ただし、s2 と p6 はさらに安定します。
   • イオンを扱う場合、これは陽子の数が電子の数と等しくないことを意味します。 この場合の原子の電荷は、化学記号の (通常は) 右上に表示されます。 したがって、電荷 +2 を持つアンチモン原子は、電子配置 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 を持ちます。 5p 3 が 5p 1 に変更されていることに注意してください。 中性原子の配置が s と p 以外のサブレベルで終わる場合は注意してください。電子を取り出す場合、価電子軌道（s 軌道と p 軌道）からのみ電子を取り出すことができます。 したがって、構成が 4s 2 3d 7 で終了し、原子が +2 の電荷を受け取る場合、構成は 4s 0 3d 7 で終了します。 3d 7 に注意してください。 ない変化すると、代わりに s 軌道からの電子が失われます。
   • 電子が「より高いエネルギー準位への移動」を強いられる条件が存在します。 サブレベルが半分または完全に電子 1 つ足りない場合、最も近い s または p サブレベルから電子を 1 つ取り出し、その電子を必要とするサブレベルに移動します。
   • 電子設定を記録するには 2 つのオプションがあります。 これらは、エルビウムについて上で示したように、エネルギー準位番号の昇順または電子軌道を埋める順序で書き込むことができます。
   • 最後の s および p サブレベルを表す原子価配置のみを記述することによって、元素の電子配置を記述することもできます。 したがって、アンチモンの価数配置は 5s 2 5p 3 になります。
   • イオンも同じではありません。 彼らの場合はさらに難しいです。 開始位置と電子の数に応じて、2 つのレベルをスキップして同じパターンに従います。

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あり、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。