›

สูตรขององค์ประกอบทางเคมี d และ Mendeleev จะเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบทางเคมีได้อย่างไร? องค์ประกอบความจุในกลุ่ม

มันเขียนในรูปแบบของสูตรอิเล็กทรอนิกส์ที่เรียกว่า ในสูตรอิเล็กทรอนิกส์ ตัวอักษร s, p, d, f หมายถึงระดับย่อยของพลังงานของอิเล็กตรอน ตัวเลขด้านหน้าตัวอักษรระบุระดับพลังงานที่อิเล็กตรอนที่กำหนด และดัชนีที่ด้านบนขวาคือจำนวนอิเล็กตรอนในระดับย่อยนี้ ในการสร้างสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมขององค์ประกอบใด ๆ ก็เพียงพอที่จะทราบจำนวนขององค์ประกอบนี้ในระบบธาตุและปฏิบัติตามข้อกำหนดพื้นฐานที่ควบคุมการกระจายของอิเล็กตรอนในอะตอม

โครงสร้างของเปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมยังสามารถแสดงในรูปแบบของการจัดเรียงอิเล็กตรอนในเซลล์พลังงาน

สำหรับอะตอมของเหล็กรูปแบบดังกล่าวมีรูปแบบดังนี้:

แผนภาพนี้แสดงให้เห็นการใช้กฎของ Hund อย่างชัดเจน ที่ระดับย่อย 3 มิติ จำนวนเซลล์สูงสุด (สี่) จะเต็มไปด้วยอิเล็กตรอนที่ไม่คู่กัน ภาพของโครงสร้างของเปลือกอิเล็กตรอนในอะตอมในรูปแบบของสูตรอิเล็กทรอนิกส์และในรูปแบบของไดอะแกรมไม่ได้สะท้อนถึงคุณสมบัติของคลื่นของอิเล็กตรอนอย่างชัดเจน

ถ้อยคำของกฎหมายตามงวดที่แก้ไขเพิ่มเติมใช่. เมนเดเลเยฟ : คุณสมบัติของวัตถุธรรมดา เช่นเดียวกับรูปแบบและคุณสมบัติของสารประกอบของธาตุ จะขึ้นอยู่กับขนาดของน้ำหนักอะตอมของธาตุเป็นระยะ

การกำหนดที่ทันสมัยของกฎหมายธาตุ: คุณสมบัติของธาตุ ตลอดจนรูปแบบและคุณสมบัติของสารประกอบนั้น ขึ้นอยู่กับประจุของนิวเคลียสของอะตอมเป็นระยะๆ

ดังนั้นประจุบวกของนิวเคลียส (แทนที่จะเป็นมวลอะตอม) จึงเป็นข้อโต้แย้งที่แม่นยำยิ่งขึ้นซึ่งคุณสมบัติของธาตุและสารประกอบของธาตุขึ้นอยู่กับ

Valence- คือจำนวนพันธะเคมีที่อะตอมหนึ่งถูกพันธะกับอีกอะตอมหนึ่ง
ความเป็นไปได้ของความจุของอะตอมนั้นพิจารณาจากจำนวนของอิเล็กตรอนที่ไม่มีการจับคู่และการมีอยู่ของออร์บิทัลของอะตอมอิสระที่ระดับภายนอก โครงสร้างระดับพลังงานภายนอกของอะตอม องค์ประกอบทางเคมีและกำหนดคุณสมบัติของอะตอมโดยพื้นฐาน ดังนั้นระดับเหล่านี้จึงเรียกว่าความจุ อิเล็กตรอนในระดับเหล่านี้ และบางครั้งในระดับก่อนภายนอก สามารถมีส่วนร่วมในการก่อตัวของพันธะเคมี อิเล็กตรอนดังกล่าวเรียกอีกอย่างว่าวาเลนซ์อิเล็กตรอน

ความจุสโตชิโอเมตริกองค์ประกอบทางเคมี - คือจำนวนเทียบเท่าที่อะตอมสามารถยึดติดกับตัวมันเองหรือเป็นจำนวนเทียบเท่าในอะตอม

ความเท่าเทียมกันถูกกำหนดโดยจำนวนของอะตอมไฮโดรเจนที่ยึดติดหรือถูกแทนที่ ดังนั้น ความจุปริมาณสารสัมพันธ์จึงเท่ากับจำนวนอะตอมของไฮโดรเจนที่อะตอมนี้มีปฏิสัมพันธ์กัน แต่ไม่ใช่ว่าทุกองค์ประกอบจะมีปฏิสัมพันธ์อย่างอิสระ แต่เกือบทุกอย่างมีปฏิสัมพันธ์กับออกซิเจน จึงสามารถกำหนดความจุปริมาณสัมพันธ์เป็นสองเท่าของจำนวนอะตอมออกซิเจนที่ติดอยู่


ตัวอย่างเช่น ความจุปริมาณสารสัมพันธ์ของกำมะถันในไฮโดรเจนซัลไฟด์ H 2 S คือ 2 ในออกไซด์ SO 2 - 4 ในออกไซด์ SO 3 -6

เมื่อกำหนดความจุปริมาณสัมพันธ์ขององค์ประกอบตามสูตรของสารประกอบไบนารี กฎหนึ่งควรได้รับคำแนะนำ: ความจุรวมของอะตอมทั้งหมดขององค์ประกอบหนึ่งต้องเท่ากับความจุรวมของอะตอมทั้งหมดขององค์ประกอบอื่น

สถานะออกซิเดชันอีกด้วย แสดงลักษณะขององค์ประกอบของสารและเท่ากับความจุปริมาณสารสัมพันธ์ที่มีเครื่องหมายบวก (สำหรับโลหะหรือองค์ประกอบอิเล็กโทรโพซิทีฟมากกว่าในโมเลกุล) หรือลบ

1. ในสารง่าย ๆ สถานะออกซิเดชันของธาตุจะเป็นศูนย์

2. สถานะออกซิเดชันของฟลูออรีนในสารประกอบทั้งหมดคือ -1 ฮาโลเจนที่เหลืออยู่ (คลอรีน โบรมีน ไอโอดีน) ที่มีโลหะ ไฮโดรเจน และองค์ประกอบทางไฟฟ้าอื่นๆ มีสถานะออกซิเดชันเป็น -1 แต่ในสารประกอบที่มีองค์ประกอบอิเล็กโตรเนกาทีฟมากกว่า พวกมันมีสถานะออกซิเดชันที่เป็นบวก

3. ออกซิเจนในสารประกอบมีสถานะออกซิเดชัน -2; ข้อยกเว้นคือไฮโดรเจนเปอร์ออกไซด์ H 2 O 2 และอนุพันธ์ของมัน (Na 2 O 2, BaO 2 เป็นต้น ซึ่งออกซิเจนมีสถานะออกซิเดชัน -1 เช่นเดียวกับออกซิเจนฟลูออไรด์ OF 2 ซึ่งสถานะออกซิเดชันของออกซิเจน คือ +2

4. ธาตุอัลคาไลน์ (Li, Na, K, เป็นต้น) และองค์ประกอบของกลุ่มย่อยหลักของกลุ่มที่สองของระบบธาตุ (Be, Mg, Ca, เป็นต้น) จะมีสถานะออกซิเดชันเท่ากับหมายเลขกลุ่มเสมอ คือ +1 และ +2 ตามลำดับ

5. องค์ประกอบทั้งหมดของกลุ่มที่สาม ยกเว้นแทลเลียม มีสถานะออกซิเดชันคงที่เท่ากับหมายเลขกลุ่ม กล่าวคือ +3.

6. สถานะออกซิเดชันสูงสุดขององค์ประกอบเท่ากับหมายเลขกลุ่มของระบบธาตุและค่าต่ำสุดคือความแตกต่าง: หมายเลขกลุ่มคือ 8 ตัวอย่างเช่นสถานะออกซิเดชันสูงสุดของไนโตรเจน (อยู่ในกลุ่มที่ห้า) คือ +5 (ในกรดไนตริกและเกลือของกรด) และค่าต่ำสุดคือ -3 (ในเกลือแอมโมเนียและแอมโมเนียม)

7. สถานะออกซิเดชันของธาตุในสารประกอบจะชดเชยซึ่งกันและกัน เพื่อให้ผลรวมของอะตอมทั้งหมดในโมเลกุลหรือหน่วยสูตรเป็นกลางเป็นศูนย์ และสำหรับไอออน - ประจุของมัน

กฎเหล่านี้สามารถใช้เพื่อกำหนดสถานะออกซิเดชันที่ไม่รู้จักขององค์ประกอบในสารประกอบ ถ้าทราบสถานะออกซิเดชันขององค์ประกอบอื่น และกำหนดสารประกอบหลายองค์ประกอบ

ระดับของการเกิดออกซิเดชัน (หมายเลขออกซิเดชัน,) — ค่าเงื่อนไขเสริมสำหรับบันทึกกระบวนการออกซิเดชัน รีดักชัน และปฏิกิริยารีดอกซ์

แนวคิด สถานะออกซิเดชันมักใช้ในเคมีอนินทรีย์แทนแนวคิด ความจุ. สถานะออกซิเดชันของอะตอมเท่ากับค่าตัวเลขของประจุไฟฟ้าที่เกิดจากอะตอม โดยสมมติว่าคู่อิเล็กตรอนที่ทำพันธะมีอคติโดยสมบูรณ์ต่ออะตอมที่มีไฟฟ้ามากกว่า (นั่นคือ อยู่บนสมมติฐานที่ว่าสารประกอบประกอบด้วย ของไอออนเท่านั้น)

สถานะออกซิเดชันสอดคล้องกับจำนวนอิเล็กตรอนที่ต้องเติมลงในไอออนบวกเพื่อลดให้เป็นอะตอมที่เป็นกลาง หรือนำมาจากไอออนลบเพื่อออกซิไดซ์ให้เป็นอะตอมที่เป็นกลาง:

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

คุณสมบัติของธาตุขึ้นอยู่กับโครงสร้างของเปลือกอิเล็กตรอนของอะตอม เปลี่ยนแปลงไปตามช่วงเวลาและกลุ่มของระบบธาตุ เนื่องจากในชุดขององค์ประกอบที่คล้ายคลึงกัน โครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์มีความคล้ายคลึงกันเท่านั้น แต่ไม่เหมือนกันในการเปลี่ยนจากองค์ประกอบหนึ่งในกลุ่มไปยังอีกองค์ประกอบหนึ่งสำหรับพวกเขานั้นไม่มีคุณสมบัติซ้ำ ๆ กันอย่างง่าย ๆ แต่แสดงให้เห็นการเปลี่ยนแปลงอย่างสม่ำเสมอมากหรือน้อยอย่างชัดเจน

ลักษณะทางเคมีของธาตุถูกกำหนดโดยความสามารถของอะตอมในการสูญเสียหรือรับอิเล็กตรอน ความสามารถนี้วัดได้จากค่าพลังงานไอออไนซ์และความสัมพันธ์ของอิเล็กตรอน

พลังงานไอออไนซ์ (Ei) คือปริมาณพลังงานขั้นต่ำที่จำเป็นสำหรับการแยกตัวออกและการกำจัดอิเล็กตรอนออกจากอะตอมอย่างสมบูรณ์ในเฟสก๊าซที่ T = 0

K โดยไม่ต้องถ่ายเทพลังงานจลน์ไปยังอิเล็กตรอนที่ปล่อยออกมาพร้อมกับการเปลี่ยนแปลงของอะตอมให้เป็นไอออนที่มีประจุบวก: E + Ei = E + + e- พลังงานไอออไนเซชันเป็นค่าบวกและมีค่าต่ำสุดสำหรับอะตอมโลหะอัลคาไลและสูงสุดสำหรับอะตอมของก๊าซมีตระกูล (เฉื่อย)

ความสัมพันธ์ของอิเล็กตรอน (Ee) เป็นพลังงานที่ปล่อยออกมาหรือดูดกลืนเมื่ออิเล็กตรอนติดกับอะตอมในเฟสก๊าซที่ T = 0

K กับการเปลี่ยนแปลงของอะตอมเป็นไอออนที่มีประจุลบโดยไม่ถ่ายเทพลังงานจลน์ไปยังอนุภาค:

อี + อี- = อี- + อี

ฮาโลเจน โดยเฉพาะฟลูออรีน มีความสัมพันธ์ใกล้ชิดกับอิเล็กตรอนสูงสุด (Ee = -328 kJ/mol)

ค่าของ Ei และ Ee แสดงเป็นกิโลจูลต่อโมล (kJ/mol) หรือเป็นโวลต์อิเล็กตรอนต่ออะตอม (eV)

ความสามารถของอะตอมที่ถูกผูกมัดเพื่อแทนที่อิเล็กตรอนของพันธะเคมีเข้าหาตัวมันเอง การเพิ่มความหนาแน่นของอิเล็กตรอนรอบๆ ตัวมันเองเรียกว่า อิเล็กโตรเนกาติวีตี้

แนวคิดนี้ถูกนำมาใช้ในวิทยาศาสตร์โดย L. Pauling อิเล็กโตรเนกาติวิตีแสดงด้วยสัญลักษณ์ ÷ และกำหนดลักษณะแนวโน้มของอะตอมที่กำหนดที่จะเกาะติดอิเล็กตรอนเมื่อเกิดพันธะเคมี

จากข้อมูลของ R. Maliken อิเล็กโตรเนกาติวีตี้ของอะตอมประมาณครึ่งหนึ่งของผลรวมของพลังงานไอออไนเซชันและความสัมพันธ์ของอิเล็กตรอนของอะตอมอิสระ h = (Ee + Ei)/2

ในช่วงเวลามีแนวโน้มทั่วไปสำหรับการเพิ่มขึ้นของพลังงานไอออไนซ์และอิเล็กโตรเนกาติวีตี้ด้วยการเพิ่มขึ้นของประจุของนิวเคลียสของอะตอม ในกลุ่ม ค่าเหล่านี้จะลดลงเมื่อจำนวนลำดับขององค์ประกอบเพิ่มขึ้น

ควรเน้นว่าองค์ประกอบไม่สามารถกำหนดค่าคงที่ของอิเล็กโตรเนกาติวีตี้ได้ เนื่องจากขึ้นอยู่กับปัจจัยหลายประการ โดยเฉพาะอย่างยิ่ง สถานะเวเลนซ์ของธาตุ ประเภทของสารประกอบที่มันเข้าไป จำนวนและประเภทของอะตอมที่อยู่ใกล้เคียง .

รัศมีอะตอมและไอออนิก. ขนาดของอะตอมและไอออนถูกกำหนดโดยขนาดของเปลือกอิเล็กตรอน ตามแนวคิดทางกลของควอนตัม เปลือกอิเล็กตรอนไม่มีขอบเขตที่กำหนดไว้อย่างเคร่งครัด ดังนั้น สำหรับรัศมีของอะตอมหรือไอออนอิสระ เราสามารถหา ระยะทางที่คำนวณตามทฤษฎีจากแกนกลางถึงตำแหน่งของความหนาแน่นสูงสุดหลักของเมฆอิเล็กตรอนชั้นนอกระยะทางนี้เรียกว่ารัศมีการโคจร ในทางปฏิบัติมักใช้ค่ารัศมีของอะตอมและไอออนในสารประกอบซึ่งคำนวณจากข้อมูลการทดลอง ในกรณีนี้ รัศมีโควาเลนต์และรัศมีโลหะของอะตอมมีความโดดเด่น

การพึ่งพารัศมีอะตอมและอิออนต่อประจุของนิวเคลียสของอะตอมของธาตุและเป็นธาตุเป็นระยะ. ในช่วงที่เลขอะตอมเพิ่มขึ้น รัศมีก็มีแนวโน้มลดลง การลดลงมากที่สุดเป็นเรื่องปกติสำหรับองค์ประกอบของช่วงเวลาเล็ก ๆ เนื่องจากการเติมระดับอิเล็กทรอนิกส์ภายนอกเข้าไป ในช่วงเวลาใหญ่ในตระกูลของ d- และ f-elements การเปลี่ยนแปลงนี้มีความคมน้อยกว่า เนื่องจากการเติมอิเล็กตรอนในพวกมันเกิดขึ้นในชั้นนอกสุด ในกลุ่มย่อย รัศมีของอะตอมและไอออนที่เป็นชนิดเดียวกันโดยทั่วไปจะเพิ่มขึ้น

ระบบธาตุเป็นระยะเป็นตัวอย่างที่ชัดเจนของการปรากฎของธาตุชนิดต่างๆ ในคุณสมบัติของธาตุ ซึ่งสังเกตได้จากแนวนอน (ในช่วงเวลาจากซ้ายไปขวา) แนวตั้ง (ในกลุ่ม เช่น จากบนลงล่าง) ) ตามแนวทแยง กล่าวคือ คุณสมบัติบางอย่างของอะตอมเพิ่มขึ้นหรือลดลง แต่คงความเป็นคาบไว้

ในช่วงเวลาจากซ้ายไปขวา (→) คุณสมบัติการออกซิไดซ์และอโลหะของธาตุจะเพิ่มขึ้น ในขณะที่คุณสมบัติรีดิวซ์และโลหะลดลง ดังนั้น จากองค์ประกอบทั้งหมดของช่วงที่ 3 โซเดียมจะมีมากที่สุด โลหะที่ใช้งานและตัวรีดิวซ์ที่แรงที่สุด ในขณะที่คลอรีนเป็นตัวออกซิไดซ์ที่แรงที่สุด

พันธะเคมี- นี่คือการเชื่อมต่อระหว่างอะตอมในโมเลกุลหรือผลึกขัดแตะซึ่งเป็นผลมาจากการกระทำของแรงดึงดูดทางไฟฟ้าระหว่างอะตอม

นี่คือปฏิสัมพันธ์ของอิเล็กตรอนและนิวเคลียสทั้งหมด ซึ่งนำไปสู่การก่อตัวของระบบ polyatomic ที่เสถียร (อนุมูล โมเลกุลไอออน โมเลกุล คริสตัล)

พันธะเคมีดำเนินการโดยเวเลนซ์อิเล็กตรอน ตามแนวคิดสมัยใหม่ พันธะเคมีมีลักษณะทางอิเล็กทรอนิกส์ แต่มีการดำเนินการในรูปแบบต่างๆ พันธะเคมีมีสามประเภทหลัก: โควาเลนต์ อิออน เมทัลลิก. ระหว่างโมเลกุลเกิดขึ้น พันธะไฮโดรเจนและเกิดขึ้น ปฏิสัมพันธ์ของ Van der Waals.

ลักษณะสำคัญของพันธะเคมีคือ:

- ความยาวพันธะ - คือระยะห่างระหว่างนิวเคลียร์ระหว่างอะตอมที่ถูกพันธะทางเคมี

ขึ้นอยู่กับธรรมชาติของอะตอมที่มีปฏิสัมพันธ์และความหลากหลายของพันธะ ด้วยการเพิ่มทวีคูณความยาวของพันธะจะลดลงและทำให้ความแข็งแรงเพิ่มขึ้น

- พันธะหลายหลาก - ถูกกำหนดโดยจำนวนของคู่อิเล็กตรอนที่เชื่อมโยงสองอะตอม เมื่อหลายหลากเพิ่มขึ้น พลังงานการผูกมัดก็จะเพิ่มขึ้น

- มุมเชื่อมต่อ- มุมระหว่างเส้นตรงในจินตนาการที่ลากผ่านนิวเคลียสของอะตอมข้างเคียงที่มีพันธะทางเคมีสองอะตอม

พลังงานผูกพัน E CB - นี่คือพลังงานที่ปล่อยออกมาระหว่างการก่อตัวของพันธะนี้และใช้ในการทำลายมัน kJ / mol

พันธะโควาเลนต์ - พันธะเคมีที่เกิดขึ้นจากการแบ่งปันอิเล็กตรอนคู่กับอะตอมสองอะตอม

คำอธิบายของพันธะเคมีโดยการปรากฏตัวของคู่อิเล็กตรอนทั่วไประหว่างอะตอมเป็นพื้นฐานของทฤษฎีการหมุนของความจุซึ่งเป็นเครื่องมือ วิธีพันธะวาเลนซ์ (เอ็มวีเอส) ค้นพบโดยลูอิสในปี 2459 สำหรับคำอธิบายทางกลควอนตัมของพันธะเคมีและโครงสร้างของโมเลกุล ใช้วิธีอื่น - วิธีการโคจรของโมเลกุล (MMO) .

วิธีวาเลนซ์บอนด์

หลักการพื้นฐานของการก่อตัวของพันธะเคมีตาม MVS:

1. พันธะเคมีเกิดขึ้นจากเวเลนซ์ (ไม่จับคู่) อิเล็กตรอน

2. อิเล็กตรอนที่มีสปินคู่ขนานของอะตอมที่แตกต่างกันสองอะตอมกลายเป็นเรื่องธรรมดา

3. พันธะเคมีจะเกิดขึ้นก็ต่อเมื่ออะตอมตั้งแต่สองอะตอมขึ้นไปเข้าใกล้กัน พลังงานทั้งหมดของระบบจะลดลง

4. แรงหลักที่กระทำต่อโมเลกุลนั้นเป็นไฟฟ้า แหล่งกำเนิดของคูลอมบ์

5. ยิ่งมีการเชื่อมต่อมากเท่าไร เมฆอิเล็กตรอนที่มีปฏิสัมพันธ์ก็จะยิ่งทับซ้อนกันมากขึ้นเท่านั้น

มีสองกลไกสำหรับการก่อตัวของพันธะโควาเลนต์:

กลไกการแลกเปลี่ยนพันธะเกิดขึ้นจากการแบ่งปันเวเลนซ์อิเล็กตรอนของอะตอมที่เป็นกลางสองอะตอม แต่ละอะตอมให้อิเล็กตรอนที่ไม่จับคู่หนึ่งคู่แก่คู่อิเล็กตรอนทั่วไป:

ข้าว. 7. กลไกการแลกเปลี่ยนสำหรับการก่อตัวของพันธะโควาเลนต์: เอ- ไม่มีขั้ว; ข- โพลาร์

กลไกการรับบริจาคหนึ่งอะตอม (ผู้บริจาค) ให้คู่อิเล็กตรอนและอีกอะตอม (ตัวรับ) ให้วงโคจรที่ว่างเปล่าสำหรับคู่นี้

การเชื่อมต่อ มีการศึกษาตามกลไกการรับบริจาคเป็นของ สารประกอบเชิงซ้อน

ข้าว. 8. กลไกการรับบริจาคของการเกิดพันธะโควาเลนต์

พันธะโควาเลนต์มีลักษณะเฉพาะบางประการ

ความคงตัว - คุณสมบัติของอะตอมเพื่อสร้างพันธะโควาเลนต์ตามจำนวนที่กำหนดไว้อย่างเคร่งครัดเนื่องจากความอิ่มตัวของพันธะ โมเลกุลจึงมีองค์ประกอบบางอย่าง

ปฐมนิเทศ - t . e. การเชื่อมต่อเกิดขึ้นในทิศทางของการทับซ้อนกันสูงสุดของเมฆอิเล็กตรอน . สำหรับเส้นที่เชื่อมจุดศูนย์กลางของอะตอมทำให้เกิดพันธะ มี: σ และ π (รูปที่ 9): σ-bond - เกิดขึ้นจากการทับซ้อนกัน AO ตามเส้นที่เชื่อมต่อศูนย์กลางของอะตอมที่มีปฏิสัมพันธ์กัน พันธะ π คือพันธะที่เกิดขึ้นในทิศทางของแกนตั้งฉากกับเส้นตรงที่เชื่อมนิวเคลียสของอะตอม การวางแนวของพันธะกำหนดโครงสร้างเชิงพื้นที่ของโมเลกุล กล่าวคือ รูปทรงเรขาคณิตของพวกมัน

การผสมพันธุ์ - เป็นการเปลี่ยนแปลงรูปร่างของออร์บิทัลบางส่วนในการก่อตัวของพันธะโควาเลนต์ เพื่อให้ได้ออร์บิทัลคาบเกี่ยวกันที่มีประสิทธิภาพมากขึ้นพันธะเคมีที่เกิดขึ้นจากการมีส่วนร่วมของอิเล็กตรอนของออร์บิทัลไฮบริดนั้นแข็งแกร่งกว่าพันธะด้วยการมีส่วนร่วมของอิเล็กตรอนของออร์บิทัลที่ไม่ใช่ไฮบริด s- และ p-orbitals เนื่องจากมีทับซ้อนกันมากกว่า การผสมพันธุ์มีดังต่อไปนี้ (รูปที่ 10 ตารางที่ 31): sp การผสมพันธุ์ -หนึ่ง s-orbital และ p-orbital หนึ่งอันเปลี่ยนเป็นออร์บิทัล "ไฮบริด" ที่เหมือนกันสองอัน โดยมีมุมระหว่างแกนซึ่งเท่ากับ 180° โมเลกุลที่เกิดการผสมพันธุ์ sp มีเรขาคณิตเชิงเส้น (BeCl 2)

sp 2 การผสมพันธุ์- หนึ่ง s-orbital และ p-orbital สองอันกลายเป็นออร์บิทัล "ไฮบริด" ที่เหมือนกันสามออร์บิทัล โดยมีมุมระหว่างแกนที่ 120° โมเลกุลที่ทำการผสมข้ามพันธุ์ sp 2 มีรูปทรงแบน (BF 3 , AlCl 3)

sp 3-การผสมพันธุ์- หนึ่ง s-orbital และ p-orbitals สามอันกลายเป็นออร์บิทัล "ไฮบริด" ที่เหมือนกันสี่ออร์บิทัลซึ่งมีมุมระหว่างแกนซึ่งเท่ากับ 109 ° 28 " โมเลกุลที่เกิดการผสมพันธุ์ sp 3 มีรูปทรงสี่เหลี่ยมจตุรัส (CH 4 , เอ็นเอช3).

ข้าว. 10. ประเภทของการผสมพันธุ์ของวาเลนซ์ออร์บิทัล: เอ - sp-hybridization ของ orbitals ความจุ; ข - sp2-การผสมพันธุ์ของวาเลนซ์ออร์บิทัล ใน - sp 3 - การผสมพันธุ์ของวาเลนซ์ออร์บิทัล

ไม่แพ้สมัครและรับลิงค์บทความในอีเมลของคุณ

ใครก็ตามที่ไปโรงเรียนจำได้ว่าวิชาหนึ่งที่ต้องเรียนคือวิชาเคมี เธอชอบมันหรือเธอไม่ชอบมันไม่สำคัญ และมีแนวโน้มว่าความรู้มากมายในสาขาวิชานี้จะถูกลืมไปแล้วและไม่ได้ใช้ในชีวิต อย่างไรก็ตาม ทุกคนคงจำตารางองค์ประกอบทางเคมีของ D.I. Mendeleev ได้ สำหรับหลาย ๆ คน มันยังคงเป็นตารางหลากสี โดยแต่ละช่องจะมีตัวอักษรบางตัวจารึกไว้ ซึ่งแสดงถึงชื่อขององค์ประกอบทางเคมี แต่ที่นี่เราจะไม่พูดถึงเคมีเช่นนี้ และอธิบายปฏิกิริยาและกระบวนการทางเคมีหลายร้อยรายการ แต่เราจะพูดถึงลักษณะที่ตารางธาตุปรากฏโดยทั่วไป - เรื่องราวนี้จะน่าสนใจสำหรับทุกคนและสำหรับทุกคนที่ต้องการ ข้อมูลที่น่าสนใจและเป็นประโยชน์

พื้นหลังเล็กน้อย

ย้อนกลับไปในปี 1668 โรเบิร์ต บอยล์ นักเคมี นักฟิสิกส์ และนักเทววิทยาที่โดดเด่นชาวไอริชได้ตีพิมพ์หนังสือซึ่งมีการหักล้างตำนานมากมายเกี่ยวกับการเล่นแร่แปรธาตุ และเขาได้พูดถึงความจำเป็นในการค้นหาองค์ประกอบทางเคมีที่ไม่สามารถย่อยสลายได้ นักวิทยาศาสตร์ยังได้ให้รายชื่อของพวกเขาซึ่งประกอบด้วยองค์ประกอบเพียง 15 อย่าง แต่อนุญาตให้มีแนวคิดว่าอาจมีองค์ประกอบมากกว่านี้ นี่เป็นจุดเริ่มต้นไม่เพียง แต่ในการค้นหาองค์ประกอบใหม่ แต่ยังอยู่ในการจัดระบบด้วย

หนึ่งร้อยปีต่อมานักเคมีชาวฝรั่งเศส Antoine Lavoisier ได้รวบรวมรายการใหม่ซึ่งรวมถึง 35 องค์ประกอบแล้ว ต่อมาพบว่า 23 คนไม่สามารถย่อยสลายได้ แต่การค้นหาองค์ประกอบใหม่ยังคงดำเนินต่อไปโดยนักวิทยาศาสตร์ทั่วโลก และบทบาทหลักในกระบวนการนี้เล่นโดยนักเคมีชาวรัสเซียชื่อดัง Dmitry Ivanovich Mendeleev - เขาเป็นคนแรกที่เสนอสมมติฐานว่าอาจมีความสัมพันธ์ระหว่างมวลอะตอมของธาตุกับตำแหน่งของพวกมันในระบบ

ต้องขอบคุณการทำงานที่อุตสาหะและการเปรียบเทียบองค์ประกอบทางเคมี Mendeleev สามารถค้นพบความสัมพันธ์ระหว่างองค์ประกอบต่างๆ ที่พวกมันสามารถเป็นหนึ่งเดียวได้ และคุณสมบัติของพวกมันไม่ได้เป็นสิ่งที่ยอมรับได้ แต่เป็นปรากฏการณ์ที่เกิดซ้ำเป็นระยะๆ เป็นผลให้ในเดือนกุมภาพันธ์ พ.ศ. 2412 Mendeleev ได้กำหนดกฎเกณฑ์ฉบับแรกและในเดือนมีนาคมรายงานของเขา "ความสัมพันธ์ของคุณสมบัติกับน้ำหนักอะตอมของธาตุ" ถูกส่งไปยัง Russian Chemical Society โดยนักประวัติศาสตร์เคมี N. A. Menshutkin จากนั้นในปีเดียวกัน สิ่งพิมพ์ของ Mendeleev ได้รับการตีพิมพ์ในวารสาร Zeitschrift fur Chemie ในประเทศเยอรมนี และในปี พ.ศ. 2414 สิ่งพิมพ์ใหม่ของนักวิทยาศาสตร์ที่อุทิศให้กับการค้นพบของเขาได้รับการตีพิมพ์โดย Annalen der Chemie วารสารเยอรมันอีกฉบับ

การสร้างตารางธาตุ

ในปีพ.ศ. 2412 Mendeleev ได้ก่อตั้งแนวคิดหลักขึ้นแล้วและในระยะเวลาอันสั้น แต่เขาไม่สามารถทำให้เป็นระบบสั่งการใด ๆ ที่แสดงให้เห็นชัดเจนว่าอะไรเป็นอะไร เป็นเวลานานที่เขาทำไม่ได้ ในการสนทนากับเพื่อนร่วมงานของเขา A. A. Inostrantsev เขายังกล่าวอีกว่าทุกอย่างทำงานได้ดีในหัวของเขา แต่เขาไม่สามารถนำทุกอย่างไปที่โต๊ะได้ หลังจากนั้นตามที่นักเขียนชีวประวัติของ Mendeleev เขาเริ่มทำงานอย่างอุตสาหะบนโต๊ะของเขาซึ่งกินเวลาสามวันโดยไม่หยุดพัก วิธีต่างๆ ในการจัดระเบียบองค์ประกอบในตารางถูกแยกออก และงานก็ซับซ้อนด้วยข้อเท็จจริงที่ว่าในขณะนั้นวิทยาศาสตร์ยังไม่รู้เกี่ยวกับองค์ประกอบทางเคมีทั้งหมด แต่ถึงกระนั้น ตารางก็ยังถูกสร้างขึ้นและองค์ประกอบต่างๆ ได้รับการจัดระบบ

ตำนานความฝันของเมนเดเลเยฟ

หลายคนเคยได้ยินเรื่องที่ D.I. Mendeleev ฝันถึงโต๊ะของเขา เวอร์ชันนี้เผยแพร่อย่างแข็งขันโดยเพื่อนร่วมงานของ Mendeleev, A. A. Inostrantsev ซึ่งเป็นเรื่องตลกที่เขาสร้างความบันเทิงให้กับนักเรียนของเขา เขาบอกว่ามิทรีอิวาโนวิชเข้านอนและในความฝันเขาเห็นโต๊ะของเขาอย่างชัดเจนซึ่งองค์ประกอบทางเคมีทั้งหมดถูกจัดเรียงอย่างถูกต้อง หลังจากนั้น นักเรียนถึงกับพูดติดตลกว่าวอดก้า 40° ถูกค้นพบในลักษณะเดียวกัน แต่ยังมีข้อกำหนดเบื้องต้นที่แท้จริงสำหรับเรื่องราวการนอนหลับ ดังที่ได้กล่าวไปแล้ว Mendeleev ทำงานบนโต๊ะโดยไม่ได้นอนและพักผ่อน และครั้งหนึ่ง Inostrantsev พบว่าเขาเหนื่อยและหมดแรง ในตอนบ่าย Mendeleev ตัดสินใจหยุดพักและหลังจากนั้นไม่นานเขาก็ตื่นขึ้นทันทีหยิบกระดาษแผ่นหนึ่งขึ้นมาทันทีและวาดภาพโต๊ะสำเร็จรูปไว้ แต่นักวิทยาศาสตร์เองก็ปฏิเสธเรื่องราวทั้งหมดนี้ด้วยความฝันโดยกล่าวว่า: "ฉันคิดเรื่องนี้มายี่สิบปีแล้วและคุณคิดว่าฉันกำลังนั่งอยู่และทันใดนั้น ... พร้อมแล้ว" ดังนั้นตำนานแห่งความฝันจึงน่าดึงดูดใจมาก แต่การสร้างโต๊ะนั้นเกิดขึ้นได้จากการทำงานหนักเท่านั้น

ทำงานต่อ

ในช่วงระหว่างปี พ.ศ. 2412 ถึง พ.ศ. 2414 Mendeleev ได้พัฒนาแนวคิดเรื่องช่วงเวลาซึ่งชุมชนวิทยาศาสตร์มีแนวโน้ม และหนึ่งในขั้นตอนสำคัญของกระบวนการนี้คือความเข้าใจว่าองค์ประกอบใดๆ ในระบบควรอยู่บนพื้นฐานของคุณสมบัติทั้งหมด เปรียบเทียบกับคุณสมบัติขององค์ประกอบอื่นๆ จากสิ่งนี้และจากผลการวิจัยเกี่ยวกับการเปลี่ยนแปลงของออกไซด์ที่ก่อตัวเป็นแก้วนักเคมีสามารถแก้ไขค่ามวลอะตอมของธาตุบางชนิด ได้แก่ ยูเรเนียมอินเดียมเบริลเลียมและอื่น ๆ

แน่นอน Mendeleev ต้องการเติมเซลล์ว่างที่ยังคงอยู่ในตารางโดยเร็วที่สุดและในปี 1870 เขาคาดการณ์ว่าองค์ประกอบทางเคมีที่วิทยาศาสตร์ไม่รู้จักจะถูกค้นพบในไม่ช้ามวลอะตอมและคุณสมบัติที่เขาสามารถคำนวณได้ ประการแรกคือแกลเลียม (ค้นพบในปี 2418) สแกนเดียม (ค้นพบในปี 2422) และเจอร์เมเนียม (ค้นพบในปี 2428) จากนั้น การคาดการณ์ก็ยังคงเกิดขึ้นอย่างต่อเนื่อง และมีการค้นพบองค์ประกอบใหม่อีกแปดชนิด ได้แก่ พอโลเนียม (1898) รีเนียม (1925) เทคนีเชียม (1937) แฟรนเซียม (1939) และแอสทาทีน (1942-1943) อย่างไรก็ตามในปี 1900 D. I. Mendeleev และนักเคมีชาวสก็อต William Ramsay ได้ข้อสรุปว่าองค์ประกอบของกลุ่มศูนย์ควรรวมอยู่ในตารางด้วย - จนถึงปี 1962 พวกเขาถูกเรียกว่าเฉื่อยและหลังจากนั้น - ก๊าซมีตระกูล

การจัดระบบธาตุ

องค์ประกอบทางเคมีในตารางของ D.I. Mendeleev จัดเรียงเป็นแถวตามการเพิ่มขึ้นของมวลและเลือกความยาวของแถวเพื่อให้องค์ประกอบในนั้นมีคุณสมบัติคล้ายกัน ตัวอย่างเช่น ก๊าซมีตระกูล เช่น เรดอน ซีนอน คริปทอน อาร์กอน นีออน และฮีเลียม ไม่ทำปฏิกิริยากับองค์ประกอบอื่นอย่างง่ายดาย และยังมีกิจกรรมทางเคมีต่ำ ซึ่งทำให้พวกมันอยู่ในคอลัมน์ขวาสุด และองค์ประกอบของคอลัมน์ด้านซ้าย (โพแทสเซียม โซเดียม ลิเธียม ฯลฯ) ทำปฏิกิริยาได้อย่างสมบูรณ์แบบกับองค์ประกอบอื่น ๆ และปฏิกิริยาเองก็ระเบิดได้ พูดง่ายๆ ก็คือ ภายในแต่ละคอลัมน์ อิลิเมนต์จะมีคุณสมบัติที่คล้ายคลึงกัน ซึ่งจะแตกต่างกันไปในแต่ละคอลัมน์ ธาตุทั้งหมดจนถึงหมายเลข 92 พบได้ในธรรมชาติ และด้วยหมายเลข 93 เริ่มต้น องค์ประกอบประดิษฐ์ที่สามารถสร้างได้เฉพาะในห้องปฏิบัติการเท่านั้น

ในเวอร์ชันดั้งเดิม ระบบเป็นระยะเข้าใจว่าเป็นเพียงภาพสะท้อนของลำดับที่มีอยู่ในธรรมชาติ และไม่มีคำอธิบายว่าทำไมทุกอย่างควรเป็นแบบนั้น และเมื่อกลศาสตร์ควอนตัมปรากฏขึ้นเท่านั้น ความหมายที่แท้จริงของลำดับองค์ประกอบในตารางจึงชัดเจน

บทเรียนกระบวนการสร้างสรรค์

เมื่อพูดถึงบทเรียนของกระบวนการสร้างสรรค์ที่สามารถดึงออกมาจากประวัติศาสตร์ทั้งหมดของการสร้างตารางธาตุของ D. I. Mendeleev เราสามารถยกตัวอย่างแนวคิดของนักวิจัยชาวอังกฤษในด้านความคิดสร้างสรรค์ Graham Wallace และนักวิทยาศาสตร์ชาวฝรั่งเศส อองรี พอยคาเร ลองมาดูสั้น ๆ

ตาม Poincaré (1908) และ Graham Wallace (1926) มีความคิดสร้างสรรค์สี่ขั้นตอนหลัก:

  • การฝึกอบรม- ขั้นตอนของการกำหนดงานหลักและความพยายามครั้งแรกในการแก้ปัญหา
  • ฟักไข่- ระยะที่มีการฟุ้งซ่านชั่วคราวจากกระบวนการ แต่ดำเนินการค้นหาวิธีแก้ปัญหาในระดับจิตใต้สำนึก
  • ข้อมูลเชิงลึก- ขั้นตอนที่พบวิธีแก้ปัญหาแบบสัญชาตญาณ นอกจากนี้ โซลูชันนี้สามารถพบได้ในสถานการณ์ที่ไม่เกี่ยวข้องกับงานโดยสิ้นเชิง
  • การตรวจสอบ- ขั้นตอนการทดสอบและการนำโซลูชันไปใช้ ซึ่งจะมีการตรวจสอบโซลูชันนี้และการพัฒนาเพิ่มเติมที่เป็นไปได้

ดังที่เราเห็นในกระบวนการสร้างตารางของเขา Mendeleev ปฏิบัติตามสี่ขั้นตอนเหล่านี้โดยสัญชาตญาณ ผลลัพธ์นี้สามารถตัดสินได้ว่ามีประสิทธิภาพเพียงใดเช่น เพราะตารางถูกสร้างขึ้น และเนื่องจากการสร้างเป็นก้าวที่ยิ่งใหญ่ ไม่เพียงแต่สำหรับวิทยาศาสตร์เคมีเท่านั้น แต่สำหรับมนุษยชาติทั้งมวล สี่ขั้นตอนข้างต้นสามารถใช้ได้ทั้งกับการดำเนินโครงการขนาดเล็กและการดำเนินการตามแผนระดับโลก สิ่งสำคัญที่ต้องจำไว้คือไม่มีการค้นพบเพียงครั้งเดียว ไม่มีวิธีแก้ปัญหาเดียวที่จะสามารถค้นพบได้ด้วยตัวเอง ไม่ว่าเราต้องการเห็นพวกเขาในความฝันมากแค่ไหนและไม่ว่าเราจะนอนมากแค่ไหนก็ตาม เพื่อที่จะประสบความสำเร็จ ไม่ว่าจะเป็นการสร้างตารางองค์ประกอบทางเคมีหรือการพัฒนาแผนการตลาดใหม่ คุณต้องมีความรู้และทักษะบางอย่าง รวมทั้งใช้ศักยภาพของคุณอย่างชำนาญและทำงานให้หนัก

เราหวังว่าคุณจะประสบความสำเร็จในความพยายามและการดำเนินการตามแผนของคุณให้ประสบความสำเร็จ!

    งานรวบรวมสูตรอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบทางเคมีนั้นไม่ใช่เรื่องง่าย

    ดังนั้นอัลกอริทึมสำหรับการรวบรวมสูตรอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบมีดังนี้:

    • อันดับแรก เราเขียนเครื่องหมายของสารเคมี ที่ด้านล่างทางด้านซ้ายของป้ายเราระบุหมายเลขประจำเครื่อง
    • นอกจากนี้ตามจำนวนคาบ (จากที่องค์ประกอบ) เรากำหนดจำนวนระดับพลังงานและวาดถัดจากสัญลักษณ์ขององค์ประกอบทางเคมีจำนวนอาร์ค
    • จากนั้นตามหมายเลขกลุ่ม จำนวนอิเล็กตรอนในระดับชั้นนอกจะถูกเขียนไว้ใต้ส่วนโค้ง
    • ที่ระดับที่ 1 ค่าสูงสุดที่เป็นไปได้คือ 2 ในวินาทีคือ 8 แล้ว ระดับที่สาม - มากถึง 18 เราเริ่มใส่ตัวเลขภายใต้ส่วนโค้งที่เกี่ยวข้อง
    • จำนวนอิเล็กตรอนที่ระดับสุดท้ายจะต้องคำนวณดังนี้: จำนวนอิเล็กตรอนที่ติดอยู่แล้วจะถูกลบออกจากหมายเลขซีเรียลขององค์ประกอบ
    • มันยังคงเปลี่ยนวงจรของเราให้เป็นสูตรอิเล็กทรอนิกส์:

    นี่คือสูตรอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบทางเคมีบางอย่าง:

    1. เราเขียนองค์ประกอบทางเคมีและหมายเลขซีเรียลของมัน ตัวเลข แสดงจำนวนอิเล็กตรอนในอะตอม
    2. เราทำสูตร ในการทำเช่นนี้คุณต้องหาจำนวนระดับพลังงานซึ่งเป็นพื้นฐานในการกำหนดจำนวนช่วงเวลาขององค์ประกอบ
    3. เราแบ่งระดับออกเป็นระดับย่อย

    ด้านล่างนี้ คุณสามารถดูตัวอย่างวิธีการเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบทางเคมีได้อย่างถูกต้อง

    • คุณต้องเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบทางเคมีในลักษณะนี้ คุณต้องดูจำนวนองค์ประกอบในตารางธาตุ เพื่อหาว่ามีอิเล็กตรอนกี่ตัว จากนั้นคุณต้องหาจำนวนระดับซึ่งเท่ากับช่วงเวลา จากนั้นระดับย่อยจะถูกเขียนและกรอกใน:

    ก่อนอื่นคุณต้องกำหนดจำนวนอะตอมตามตารางธาตุ

    ในการรวบรวมสูตรอิเล็กทรอนิกส์ คุณจะต้องใช้ระบบ Mendeleev เป็นระยะ ค้นหาองค์ประกอบทางเคมีของคุณที่นั่นและดูที่ช่วงเวลา - มันจะ เท่ากับจำนวนระดับพลังงาน หมายเลขกลุ่มจะตรงกับจำนวนอิเล็กตรอนในระดับสุดท้าย จำนวนองค์ประกอบจะเท่ากับจำนวนอิเล็กตรอนในเชิงปริมาณ นอกจากนี้ คุณจำเป็นต้องทราบอย่างชัดเจนด้วยว่าระดับแรกมีอิเล็กตรอนสูงสุด 2 ตัว ระดับที่สองมี 8 ตัว และระดับที่สามมี 18 ตัว

    นี่คือไฮไลท์ นอกจากนี้ บนอินเทอร์เน็ต (รวมถึงเว็บไซต์ของเรา) คุณสามารถค้นหาข้อมูลด้วยสูตรอิเล็กทรอนิกส์สำเร็จรูปสำหรับแต่ละองค์ประกอบ เพื่อให้คุณสามารถตรวจสอบตัวเองได้

    การรวบรวมสูตรอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบทางเคมีเป็นกระบวนการที่ซับซ้อนมาก คุณไม่สามารถทำได้หากไม่มีตารางพิเศษ และคุณจำเป็นต้องใช้สูตรทั้งหมด เพื่อสรุป คุณต้องทำตามขั้นตอนเหล่านี้:

    จำเป็นต้องวาดแผนภาพการโคจรซึ่งจะมีแนวคิดเกี่ยวกับความแตกต่างระหว่างอิเล็กตรอนจากกันและกัน ออร์บิทัลและอิเล็กตรอนถูกเน้นในแผนภาพ

    อิเล็กตรอนมีระดับตั้งแต่ล่างขึ้นบนและมีหลายระดับย่อย

    อันดับแรก เราหาจำนวนอิเล็กตรอนทั้งหมดของอะตอมที่กำหนด

    เรากรอกสูตรตามแบบแผนและจดไว้ - นี่จะเป็นสูตรอิเล็กทรอนิกส์

    ตัวอย่างเช่น สำหรับไนโตรเจน สูตรนี้มีลักษณะดังนี้ อันดับแรก เราจะจัดการกับอิเล็กตรอน:

    และเขียนสูตรลงไปว่า

    เข้าใจไหม หลักการรวบรวมสูตรอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบทางเคมีก่อนอื่นคุณต้องกำหนดจำนวนอิเล็กตรอนทั้งหมดในอะตอมด้วยตัวเลขในตารางธาตุ หลังจากนั้นคุณต้องกำหนดจำนวนระดับพลังงานโดยพิจารณาจากจำนวนช่วงเวลาที่องค์ประกอบนั้นตั้งอยู่

    หลังจากนั้น ระดับจะแบ่งออกเป็นระดับย่อย ซึ่งเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน ตามหลักการพลังงานน้อยที่สุด

    คุณสามารถตรวจสอบความถูกต้องของการให้เหตุผลของคุณได้โดยดูจากตัวอย่างที่นี่

    โดยการรวบรวมสูตรอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบทางเคมี คุณสามารถค้นหาจำนวนอิเล็กตรอนและชั้นอิเล็กตรอนในอะตอมหนึ่งๆ รวมทั้งลำดับที่พวกมันถูกกระจายไปตามชั้นต่างๆ

    เริ่มต้นด้วยเรากำหนดหมายเลขซีเรียลขององค์ประกอบตามตารางธาตุซึ่งสอดคล้องกับจำนวนอิเล็กตรอน จำนวนชั้นอิเล็กตรอนระบุหมายเลขคาบ และจำนวนอิเล็กตรอนในชั้นสุดท้ายของอะตอมสอดคล้องกับหมายเลขกลุ่ม

    • ก่อนอื่นเราเติม s-sublevel แล้ว p-, db f-sublevels;
    • ตามกฎของ Klechkovsky อิเล็กตรอนจะเติมออร์บิทัลเพื่อเพิ่มพลังงานของออร์บิทัลเหล่านี้
    • ตามกฎของ Hund อิเล็กตรอนภายในระดับย่อยหนึ่งจะครอบครองออร์บิทัลอิสระทีละตัว จากนั้นจึงสร้างคู่
    • ตามหลักการของ Pauli มีอิเล็กตรอนไม่เกิน 2 ตัวในหนึ่งออร์บิทัล

  • สูตรอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบทางเคมีแสดงจำนวนชั้นอิเล็กตรอนและจำนวนอิเล็กตรอนที่มีอยู่ในอะตอมและการกระจายตัวของชั้น

    ในการรวบรวมสูตรอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบทางเคมี คุณต้องดูตารางธาตุและใช้ข้อมูลที่ได้รับสำหรับองค์ประกอบนี้ หมายเลขซีเรียลขององค์ประกอบในตารางธาตุสอดคล้องกับจำนวนอิเล็กตรอนในอะตอม จำนวนชั้นอิเล็กตรอนสอดคล้องกับเลขคาบ จำนวนอิเล็กตรอนในชั้นอิเล็กตรอนสุดท้ายตรงกับหมายเลขกลุ่ม

    ต้องจำไว้ว่าชั้นแรกมีอิเล็กตรอนสูงสุด 2 1s2 อิเล็กตรอนที่สอง - สูงสุด 8 (สองวินาทีและหก p: 2s2 2p6) ที่สาม - สูงสุด 18 (สอง s, หก p และสิบ ง: 3s2 3p6 3d10).

    ตัวอย่างเช่น สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของคาร์บอน: C 1s2 2s2 2p2 (หมายเลขซีเรียล 6 งวดหมายเลข 2 กลุ่มหมายเลข 4)

    สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของโซเดียม: Na 1s2 2s2 2p6 3s1 (หมายเลขซีเรียล 11 งวดหมายเลข 3 กลุ่มหมายเลข 1)

    หากต้องการตรวจสอบความถูกต้องของการเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ สามารถดูได้ที่เว็บไซต์ www.alhimikov.net

    การร่างสูตรอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบทางเคมีในแวบแรกอาจดูเหมือนเป็นงานที่ค่อนข้างซับซ้อน แต่ทุกอย่างจะชัดเจนขึ้นหากคุณปฏิบัติตามรูปแบบต่อไปนี้:

    • เขียนออร์บิทัลก่อน
    • เราใส่ตัวเลขไว้ข้างหน้าออร์บิทัลซึ่งระบุจำนวนระดับพลังงาน อย่าลืมสูตรการตัดสิน จำนวนสูงสุดอิเล็กตรอนที่ระดับพลังงาน: N=2n2

    และจะหาจำนวนระดับพลังงานได้อย่างไร? ดูตารางธาตุ: ตัวเลขนี้เท่ากับจำนวนงวดที่ธาตุนี้ตั้งอยู่

    • เหนือไอคอนวงโคจร เราเขียนตัวเลขที่ระบุจำนวนอิเล็กตรอนที่อยู่ในวงโคจรนี้

    ตัวอย่างเช่น สูตรอิเล็กทรอนิกส์สำหรับสแกนเดียมจะมีลักษณะดังนี้

6.6. คุณสมบัติของโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมของโครเมียม ทองแดง และองค์ประกอบอื่นๆ

หากคุณดูภาคผนวก 4 อย่างถี่ถ้วน คุณอาจสังเกตเห็นว่าสำหรับอะตอมขององค์ประกอบบางอย่าง ลำดับของการเติมออร์บิทัลด้วยอิเล็กตรอนถูกละเมิด บางครั้งการละเมิดเหล่านี้เรียกว่า "ข้อยกเว้น" แต่ไม่เป็นเช่นนั้น - ไม่มีข้อยกเว้นสำหรับกฎแห่งธรรมชาติ!

องค์ประกอบแรกที่มีการละเมิดดังกล่าวคือโครเมียม ให้เราพิจารณารายละเอียดเพิ่มเติมเกี่ยวกับโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ (รูปที่ 6.16 เอ). อะตอมของโครเมียมมี4 ส-sublevel ไม่ใช่สองอย่างที่ใคร ๆ ก็คาดหวัง แต่มีอิเล็กตรอนเพียงตัวเดียวเท่านั้น แต่สำหรับ 3 d-sublevel ห้าอิเล็กตรอน แต่ sublevel นี้เต็มหลังจาก4 ส-ระดับย่อย (ดูรูปที่ 6.4) เพื่อให้เข้าใจว่าทำไมสิ่งนี้จึงเกิดขึ้น มาดูกันว่าเมฆอิเล็กตรอนคืออะไร 3 dระดับย่อยของอะตอมนี้

แต่ละห้า3 d-เมฆในกรณีนี้เกิดจากอิเล็กตรอนหนึ่งตัว ดังที่คุณทราบจาก § 4 ของบทนี้ เมฆอิเล็กตรอนทั่วไปของอิเล็กตรอนทั้งห้านี้เป็นทรงกลม หรืออย่างที่พวกเขาพูดกันว่ามีความสมมาตรแบบทรงกลม โดยธรรมชาติของการกระจายความหนาแน่นของอิเล็กตรอนไปในทิศทางต่างๆ จะคล้ายกับ 1 ส-อีโอ พลังงานของระดับย่อยที่อิเล็กตรอนก่อตัวเป็นก้อนเมฆดังกล่าวจะต่ำกว่าในกรณีของเมฆที่มีความสมมาตรน้อยกว่า ในกรณีนี้ พลังงานของออร์บิทัล 3 d-sublevel เท่ากับพลังงาน4 ส-ออร์บิทัล เมื่อสมมาตรเสีย เช่น เมื่ออิเล็กตรอนตัวที่หกปรากฏขึ้น พลังงานของออร์บิทัลเท่ากับ 3 d-sublevel อีกครั้งกลายเป็นมากกว่าพลังงาน 4 ส-ออร์บิทัล ดังนั้นอะตอมของแมงกานีสจะมีอิเล็กตรอนตัวที่สองเป็น 4 . อีกครั้ง ส-อ.
ความสมมาตรของทรงกลมมีเมฆทั่วไปของระดับย่อยใด ๆ ที่เต็มไปด้วยอิเล็กตรอนทั้งครึ่งหนึ่งและทั้งหมด การลดลงของพลังงานในกรณีเหล่านี้มีลักษณะทั่วไปและไม่ได้ขึ้นอยู่กับว่าระดับย่อยใด ๆ นั้นเต็มไปด้วยอิเล็กตรอนครึ่งหนึ่งหรือทั้งหมด และถ้าเป็นเช่นนั้นเราจะต้องมองหาการละเมิดครั้งต่อไปในอะตอมในเปลือกอิเล็กตรอนที่เก้า "มา" สุดท้าย d-อิเล็กตรอน. อันที่จริงอะตอมของทองแดงมี3 d-sublevel 10 อิเล็กตรอนและ 4 ส- มีเพียงระดับย่อยเดียวเท่านั้น (รูปที่ 6.16 ข).
การลดลงของพลังงานของออร์บิทัลของระดับย่อยที่เติมเต็มหรือครึ่งหนึ่งเป็นสาเหตุของปรากฏการณ์ทางเคมีที่สำคัญจำนวนหนึ่ง ซึ่งบางเหตุการณ์ที่คุณจะคุ้นเคย

6.7. อิเล็กตรอนนอกและเวเลนซ์ ออร์บิทัล และระดับย่อย

ในทางเคมีไม่มีการศึกษาคุณสมบัติของอะตอมที่แยกได้ตามกฎเนื่องจากอะตอมเกือบทั้งหมดเป็นส่วนหนึ่งของสารรูปแบบต่างๆ พันธะเคมี. พันธะเคมีเกิดขึ้นระหว่างการทำงานร่วมกันของเปลือกอิเล็กตรอนของอะตอม สำหรับอะตอมทั้งหมด (ยกเว้นไฮโดรเจน) ไม่ใช่อิเล็กตรอนทุกตัวที่มีส่วนร่วมในการก่อตัวของพันธะเคมี: สำหรับโบรอน สามในห้าอิเล็กตรอน สำหรับคาร์บอน สี่ในหก และตัวอย่างเช่น สำหรับแบเรียม สองในห้าสิบ- หก. อิเล็กตรอนที่ "แอคทีฟ" เหล่านี้เรียกว่า วาเลนซ์อิเล็กตรอน.

บางครั้งวาเลนซ์อิเล็กตรอนสับสนกับ ภายนอกอิเล็กตรอน แต่ก็ไม่ใช่สิ่งเดียวกัน

เมฆอิเล็กตรอนของอิเล็กตรอนชั้นนอกมีรัศมีสูงสุด (และค่าสูงสุดของเลขควอนตัมหลัก)

เป็นอิเล็กตรอนภายนอกที่มีส่วนร่วมในการก่อตัวของพันธะในตอนแรกหากเพียงเพราะเมื่ออะตอมเข้าใกล้กันเมฆอิเล็กตรอนที่เกิดจากอิเล็กตรอนเหล่านี้จะสัมผัสกันก่อน แต่ร่วมกับพวกมัน อิเล็กตรอนบางส่วนก็สามารถมีส่วนร่วมในการก่อตัวของพันธะได้ ภายนอก(สุดท้าย) ชั้นแต่ก็ต่อเมื่อพวกมันมีพลังงานไม่ต่างจากพลังงานของอิเล็กตรอนภายนอกมากนัก ทั้งอิเล็กตรอนเหล่านั้นและอิเล็กตรอนอื่น ๆ ของอะตอมเป็นเวเลนซ์ (ในแลนทาไนด์และแอกทิไนด์ แม้แต่อิเล็กตรอน "ชั้นนอก" บางตัวก็ยังเป็นวาเลนซ์)
พลังงานของเวเลนซ์อิเล็กตรอนมีมากกว่าพลังงานของอิเล็กตรอนอื่นๆ ของอะตอมอย่างมาก และพลังงานจากเวเลนซ์อิเล็กตรอนต่างกันมาก
อิเล็กตรอนภายนอกจะมีความจุเสมอก็ต่อเมื่ออะตอมสามารถสร้างพันธะเคมีได้เลย ดังนั้นอิเล็กตรอนทั้งสองของอะตอมฮีเลียมจึงอยู่ภายนอก แต่ไม่สามารถเรียกว่าวาเลนซ์ได้ เนื่องจากอะตอมฮีเลียมไม่ได้สร้างพันธะเคมีเลย
วาเลนซ์อิเล็กตรอนครอบครอง วาเลนซ์ออร์บิทัลซึ่งในทางกลับกันรูปแบบ ระดับย่อยของความจุ.

ตัวอย่างเช่น ให้พิจารณาอะตอมของเหล็กที่มีการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์แสดงในรูปที่ 6.17. ของอิเล็กตรอนของอะตอมเหล็ก จำนวนควอนตัมหลักสูงสุด ( น= 4) มีเพียงสอง 4 ส-อิเล็กตรอน. ดังนั้นพวกมันจึงเป็นอิเล็กตรอนภายนอกของอะตอมนี้ ออร์บิทัลชั้นนอกของอะตอมของเหล็กล้วนเป็นออร์บิทัลที่มี น= 4 และระดับย่อยภายนอกคือระดับย่อยทั้งหมดที่เกิดจากออร์บิทัลเหล่านี้ นั่นคือ 4 ส-, 4พี-, 4d- และ 4 ฉ-อีพียู
อิเล็กตรอนภายนอกจะมีความจุเสมอ ดังนั้น 4 ส-อิเล็กตรอนของอะตอมเหล็กคือวาเลนซ์อิเล็กตรอน แล้วถ้าเป็นอย่างนั้น 3 d-อิเล็กตรอนที่มีพลังงานสูงกว่าเล็กน้อยก็จะมีความจุเช่นกัน ที่ระดับชั้นนอกของอะตอมเหล็กนอกเหนือจากการเติม 4 ส-AO ยังมีฟรีอยู่ 4 พี-, 4d- และ 4 ฉ-อ. ล้วนเป็นสิ่งภายนอก แต่มีเพียง 4 วาเลนซ์เท่านั้น R-AO เนื่องจากพลังงานของออร์บิทัลที่เหลือนั้นสูงกว่ามาก และการปรากฏตัวของอิเล็กตรอนในออร์บิทัลเหล่านี้ไม่เป็นประโยชน์ต่ออะตอมของเหล็ก

ดังนั้น อะตอมของเหล็ก
ระดับอิเล็กทรอนิกส์ภายนอก - ที่สี่
ระดับย่อยภายนอก - 4 ส-, 4พี-, 4d- และ 4 ฉ-อีพียู
ออร์บิทัลชั้นนอก - 4 ส-, 4พี-, 4d- และ 4 ฉ-เอโอ
อิเล็กตรอนภายนอก - สอง 4 ส-อิเล็กตรอน (4 ส 2),
ชั้นอิเล็กตรอนชั้นนอกเป็นที่สี่
เมฆอิเล็กตรอนภายนอก - 4 ส-EO
ระดับย่อยของความจุ - 4 ส-, 4พี- และ 3 d-อีพียู
วาเลนซ์ออร์บิทัล - 4 ส-, 4พี- และ 3 d-เอโอ
วาเลนซ์อิเล็กตรอน - สอง 4 ส-อิเล็กตรอน (4 ส 2) และหก3 d-อิเล็กตรอน (3 d 6).

ระดับย่อยของวาเลนซ์อาจเต็มไปด้วยอิเล็กตรอนบางส่วนหรือทั้งหมด หรืออาจยังคงว่างอยู่เลยก็ได้ ด้วยการเพิ่มขึ้นของประจุของนิวเคลียส ค่าพลังงานของระดับย่อยทั้งหมดจะลดลง แต่เนื่องจากการทำงานร่วมกันของอิเล็กตรอนซึ่งกันและกัน พลังงานของระดับย่อยต่างๆ จะลดลงที่ "ความเร็ว" ที่ต่างกัน เติมพลังให้เต็มที่ d- และ ฉ- ระดับย่อยลดลงมากจนหยุดเป็นความจุ

ตัวอย่างเช่น ให้พิจารณาอะตอมของไททาเนียมและสารหนู (รูปที่ 6.18)

ในกรณีของไททาเนียมอะตอม3 d-EPU นั้นเต็มไปด้วยอิเล็กตรอนเพียงบางส่วนเท่านั้น และพลังงานของมันก็มากกว่าพลังงาน 4 ส-EPU และ 3 d- อิเล็กตรอนเป็นเวเลนซ์ ที่อะตอมของสารหนู3 d-EPU นั้นเต็มไปด้วยอิเล็กตรอนและพลังงานของมันนั้นน้อยกว่าพลังงาน4 .มาก ส-EPU ดังนั้น 3 d-อิเล็กตรอนไม่เป็นเวเลนซ์
ในตัวอย่างเหล่านี้ เราวิเคราะห์ การกำหนดค่าอิเล็กทรอนิกส์ความจุอะตอมไททาเนียมและสารหนู

การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของเวเลนซ์ของอะตอมแสดงเป็น วาเลนซ์สูตรอิเล็กทรอนิกส์หรือในรูปแบบ แผนภาพพลังงานของระดับย่อยของเวเลนซ์.

VALENCE ELECTRONS, อิเล็กตรอนภายนอก, VALENCE EPU, VALENCE AO, การกำหนดค่า VALENCE ELECTRON ของอะตอม, สูตร VALENCE ELECTRON, แผนภาพระดับย่อยของ VALENCE

1. ในไดอะแกรมพลังงานที่คุณได้รวบรวมและในสูตรอิเล็กทรอนิกส์เต็มรูปแบบของอะตอม Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar ระบุอิเล็กตรอนภายนอกและเวเลนซ์ เขียนสูตรเวเลนซ์อิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมเหล่านี้ บนไดอะแกรมพลังงาน เน้นส่วนที่สอดคล้องกับไดอะแกรมพลังงานของระดับย่อยของเวเลนซ์
2. อะไรคือสิ่งที่เหมือนกันระหว่างการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม a) Li และ Na, B และ Al, O และ S, Ne และ Ar; b) Zn และ Mg, Sc และ Al, Cr และ S, Ti และ Si; c) H และ He, Li และ O, K และ Kr, Sc และ Ga อะไรคือความแตกต่างของพวกเขา
3. มีเวเลนซ์จำนวนเท่าใดในเปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมของธาตุแต่ละธาตุ: a) ไฮโดรเจน ฮีเลียมและลิเธียม b) ไนโตรเจน โซเดียมและกำมะถัน c) โพแทสเซียม โคบอลต์ และเจอร์เมเนียม
4. อะตอมของ a) โบรอน b) ฟลูออรีน c) โซเดียมถูกเติมอย่างสมบูรณ์จำนวนเท่าใด
5. อะตอมมีอะตอมกี่ออร์บิทัลที่มีอิเล็กตรอนที่ไม่มีคู่ a) โบรอน b) ฟลูออรีน c) เหล็ก
6. อะตอมแมงกานีสมีออร์บิทัลนอกอิสระกี่อัน? วาเลนซ์ฟรีกี่อัน?
7. สำหรับบทเรียนต่อไป ให้เตรียมแถบกระดาษกว้าง 20 มม. แบ่งเป็นเซลล์ (20 × 20 มม.) และใช้ชุดองค์ประกอบตามธรรมชาติกับแถบนี้ (ตั้งแต่ไฮโดรเจนไปจนถึงไมต์เนเรียม)
8. ในแต่ละเซลล์ ให้วางสัญลักษณ์ขององค์ประกอบ หมายเลขซีเรียล และสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของความจุ ดังแสดงในรูปที่ 6.19 (ใช้ภาคผนวก 4).

6.8. การจัดระบบอะตอมตามโครงสร้างของเปลือกอิเล็กตรอน

การจัดระบบขององค์ประกอบทางเคมีขึ้นอยู่กับชุดขององค์ประกอบตามธรรมชาติ และ หลักการความคล้ายคลึงกันของเปลือกอิเล็กตรอนอะตอมของพวกเขา
คุณคุ้นเคยกับองค์ประกอบทางเคมีตามธรรมชาติอยู่แล้ว มาทำความรู้จักกับหลักการความคล้ายคลึงกันของเปลือกอิเล็กตรอนกัน
เมื่อพิจารณาจากสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของเวเลนซ์ของอะตอมใน NRE พบว่าสำหรับอะตอมบางอะตอมนั้นแตกต่างกันในค่าของเลขควอนตัมหลักเท่านั้น ตัวอย่างเช่น 1 ส 1 สำหรับไฮโดรเจน 2 ส 1 สำหรับลิเธียม 3 ส 1 สำหรับโซเดียม ฯลฯ หรือ 2 ส 2 2พี 5 สำหรับฟลูออรีน 3 ส 2 3พี 5 สำหรับคลอรีน 4 ส 2 4พี 5 สำหรับโบรมีน ฯลฯ ซึ่งหมายความว่า พื้นที่รอบนอกเมฆวาเลนซ์อิเล็กตรอนของอะตอมดังกล่าวมีรูปร่างคล้ายคลึงกันมากและมีขนาดแตกต่างกันเท่านั้น (และแน่นอนความหนาแน่นของอิเล็กตรอน) และถ้าเป็นเช่นนั้น สามารถเรียกเมฆอิเล็กตรอนของอะตอมดังกล่าวและการกำหนดค่าเวเลนซ์ที่สอดคล้องกันได้ คล้ายกัน. สำหรับอะตอมขององค์ประกอบต่าง ๆ ที่มีโครงแบบอิเล็กทรอนิกส์คล้ายคลึงกัน เราสามารถเขียน สูตรอิเล็กทรอนิกส์ความจุทั่วไป: น 1 ในกรณีแรกและ น 2 np 5 ในวินาที เมื่อเคลื่อนที่ไปตามชุดองค์ประกอบตามธรรมชาติ เราจะสามารถค้นหากลุ่มอะตอมอื่นๆ ที่มีการกำหนดค่าเวเลนซ์คล้ายกันได้
ดังนั้น, ในชุดองค์ประกอบตามธรรมชาติ อะตอมที่มีการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของเวเลนซ์คล้ายกันเกิดขึ้นเป็นประจำ. นี่คือหลักการของความคล้ายคลึงกันของเปลือกอิเล็กตรอน
ให้เราลองเปิดเผยรูปแบบของความสม่ำเสมอนี้ ในการทำเช่นนี้ เราจะใช้ชุดองค์ประกอบตามธรรมชาติที่คุณสร้างขึ้น

NRE เริ่มต้นด้วยไฮโดรเจนซึ่งมีสูตรอิเล็กทรอนิกส์วาเลนซ์เท่ากับ 1 สหนึ่ง . ในการค้นหาการกำหนดค่าความจุที่คล้ายกัน เราตัดชุดองค์ประกอบตามธรรมชาติที่อยู่ข้างหน้าองค์ประกอบด้วยสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของความจุทั่วไป น 1 (นั่นคือ ก่อนลิเธียม ก่อนโซเดียม ฯลฯ) เราได้รับสิ่งที่เรียกว่า "ช่วงเวลา" ของธาตุ มาบวก "จุด" ที่ได้เพื่อให้กลายเป็นแถวของตาราง (ดูรูปที่ 6.20) เป็นผลให้เฉพาะอะตอมของสองคอลัมน์แรกของตารางเท่านั้นที่จะมีการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ดังกล่าว

มาพยายามทำให้ความคล้ายคลึงกันของการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของความจุในคอลัมน์อื่นของตาราง ในการทำเช่นนี้ เราตัดองค์ประกอบที่มีตัวเลข 58 - 71 และ 90 -103 ออกจากช่วงที่ 6 และ 7 (มี 4 ฉ- และ 5 ฉ-sublevels) และวางไว้ใต้โต๊ะ สัญลักษณ์ขององค์ประกอบที่เหลือจะถูกเลื่อนในแนวนอนดังแสดงในรูป หลังจากนั้น อะตอมขององค์ประกอบในคอลัมน์เดียวกันของตารางจะมีการกำหนดค่าความจุที่คล้ายกัน ซึ่งสามารถแสดงได้ในสูตรอิเล็กทรอนิกส์ทั่วไปของความจุ: น 1 , น 2 , น 2 (น–1)d 1 , น 2 (น–1)d 2 เป็นต้น จนกระทั่ง น 2 np 6. การเบี่ยงเบนทั้งหมดจากสูตรความจุทั่วไปนั้นอธิบายด้วยเหตุผลเดียวกับในกรณีของโครเมียมและทองแดง (ดูย่อหน้าที่ 6.6)

อย่างที่คุณเห็น โดยใช้ NRE และนำหลักการความคล้ายคลึงของเปลือกอิเล็กตรอนมาประยุกต์ใช้ เราจัดการจัดระบบองค์ประกอบทางเคมีได้ ระบบขององค์ประกอบทางเคมีดังกล่าวเรียกว่า เป็นธรรมชาติเนื่องจากเป็นไปตามกฎแห่งธรรมชาติเท่านั้น ตารางที่เราได้รับ (รูปที่ 6.21) เป็นอีกวิธีหนึ่งในการแสดงภาพระบบธรรมชาติขององค์ประกอบและเรียกว่า ตารางธาตุเคมีระยะยาว

หลักการของความคล้ายคลึงกันของเปลือกอิเล็กทรอนิกส์, ระบบธรรมชาติขององค์ประกอบทางเคมี (ระบบ "ระยะเวลา"), ตารางองค์ประกอบทางเคมี

6.9. ตารางธาตุเคมีระยะยาว

มาทำความรู้จักกับโครงสร้างของตารางธาตุเคมีระยะยาวกันดีกว่า
แถวของตารางนี้ตามที่คุณรู้อยู่แล้วเรียกว่า "จุด" ขององค์ประกอบ ช่วงเวลาจะมีเลขอารบิกตั้งแต่ 1 ถึง 7 ในช่วงแรกมีเพียงสององค์ประกอบเท่านั้น คาถาที่ ๒ และ ๓ อันละ ๘ ธาตุเรียกว่า สั้นช่วงเวลา คาบที่สี่และห้า อันละ 18 ธาตุ เรียกว่า ยาวช่วงเวลา คาถาที่ 6 และ 7 อันละ 32 องค์เรียกว่า ยาวเป็นพิเศษช่วงเวลา
คอลัมน์ของตารางนี้เรียกว่า กลุ่มองค์ประกอบ หมายเลขกลุ่มระบุด้วยตัวเลขโรมันด้วยตัวอักษรละติน A หรือ B
องค์ประกอบของบางกลุ่มมีชื่อร่วมกัน (กลุ่ม): องค์ประกอบของกลุ่ม IA (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) - องค์ประกอบอัลคาไลน์(หรือ ธาตุโลหะอัลคาไล); องค์ประกอบกลุ่ม IIA (Ca, Sr, Ba และ Ra) - ธาตุอัลคาไลน์เอิร์ท(หรือ ธาตุโลหะอัลคาไลน์เอิร์ ธ)(ชื่อ "โลหะอัลคาไล" และโลหะอัลคาไลน์เอิร์ ธ " หมายถึงสารธรรมดาที่เกิดขึ้นจากองค์ประกอบที่เกี่ยวข้องและไม่ควรใช้เป็นชื่อกลุ่มของธาตุ) องค์ประกอบของกลุ่ม VIA (O, S, Se, Te, Po) - ชอล์ก, องค์ประกอบของกลุ่ม VIIA (F, Cl, Br, I, At) – ฮาโลเจน, องค์ประกอบของกลุ่ม VIIIA (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) – ธาตุก๊าซมีตระกูล.(ชื่อดั้งเดิม "ก๊าซมีตระกูล" ยังใช้กับสารธรรมดาด้วย)
นำออกโดยปกติใน ส่วนล่างองค์ประกอบตารางที่มีหมายเลข 58 - 71 (Ce - Lu) เรียกว่า แลนทาไนด์("แลนทานัม") และองค์ประกอบที่มีหมายเลขซีเรียล 90 - 103 (Th - Lr) - แอคติไนด์("ตามแอกทิเนียม") มีรูปแบบหนึ่งของตารางระยะยาว ซึ่งแลนทาไนด์และแอกทิไนด์จะไม่ถูกตัดออกจาก NRE แต่ยังคงอยู่ในที่ของพวกมันในระยะเวลานานพิเศษ ตารางนี้บางครั้งเรียกว่า ระยะเวลานานพิเศษ.
ตารางระยะเวลายาวแบ่งออกเป็นสี่ บล็อก(หรือส่วน)
s-blockรวมองค์ประกอบของกลุ่ม IA และ IIA ที่มีสูตรอิเล็กทรอนิกส์ทั่วไป น 1 และ น 2 (s-องค์ประกอบ).
p-บล็อกรวมองค์ประกอบจากกลุ่ม IIIA ถึง VIIIA ด้วยสูตรอิเล็กทรอนิกส์ความจุทั่วไปจาก น 2 np 1 ถึง น 2 np 6 (p-องค์ประกอบ).
d-blockรวมองค์ประกอบจากกลุ่ม IIIB ถึง IIB ที่มีสูตรอิเล็กทรอนิกส์ทั่วไปจาก น 2 (น–1)d 1 ถึง น 2 (น–1)d 10 (d-องค์ประกอบ).
f-blockรวมถึงแลนทาไนด์และแอคติไนด์ ( f-องค์ประกอบ).

องค์ประกอบ ส- และ พี-บล็อกจากกลุ่ม A และองค์ประกอบ d-block - B-group ของระบบองค์ประกอบทางเคมี ทั้งหมด ฉ-องค์ประกอบรวมอยู่ในกลุ่ม IIIB อย่างเป็นทางการ
องค์ประกอบของยุคแรก - ไฮโดรเจนและฮีเลียม - เป็น ส-องค์ประกอบและสามารถวางไว้ในกลุ่ม IA และ IIA แต่ฮีเลียมมักถูกจัดอยู่ในกลุ่ม VIIIA เนื่องจากธาตุที่ระยะเวลาสิ้นสุดซึ่งสอดคล้องกับคุณสมบัติของมันอย่างสมบูรณ์ (ฮีเลียมเช่นเดียวกับสารธรรมดาอื่น ๆ ที่เกิดจากองค์ประกอบของกลุ่มนี้คือก๊าซมีตระกูล) ไฮโดรเจนมักถูกจัดอยู่ในกลุ่ม VIIA เนื่องจากคุณสมบัติของไฮโดรเจนอยู่ใกล้กับฮาโลเจนมากกว่าองค์ประกอบที่เป็นด่าง
แต่ละช่วงเวลาของระบบเริ่มต้นด้วยองค์ประกอบที่มีการกำหนดค่าความจุของอะตอม น 1 เนื่องจากมันมาจากอะตอมเหล่านี้ที่การก่อตัวของชั้นอิเล็กตรอนถัดไปเริ่มต้นและจบลงด้วยองค์ประกอบที่มีการกำหนดค่าความจุของอะตอม น 2 np 6 (ยกเว้นช่วงแรก) ทำให้ง่ายต่อการระบุกลุ่มของระดับย่อยในแผนภาพพลังงานที่เต็มไปด้วยอิเล็กตรอนที่อะตอมของแต่ละช่วงเวลา (รูปที่ 6.22) ทำงานนี้กับระดับย่อยทั้งหมดที่แสดงในสำเนาที่คุณสร้างจากรูปที่ 6.4 ระดับย่อยที่เน้นในรูปที่ 6.22 (ยกเว้นระดับที่เต็มแล้ว d- และ ฉ-sublevels) เป็นความจุของอะตอมขององค์ประกอบทั้งหมดในช่วงเวลาที่กำหนด
ลักษณะที่ปรากฏในช่วงเวลา ส-, พี-, d- หรือ ฉ-องค์ประกอบมีความสอดคล้องอย่างเต็มที่กับลำดับการเติม ส-, พี-, d- หรือ ฉ- ระดับย่อยของอิเล็กตรอน คุณลักษณะของระบบองค์ประกอบนี้ช่วยให้การรู้ช่วงเวลาและกลุ่มซึ่งรวมถึงองค์ประกอบที่กำหนดสามารถเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของความจุได้ทันที

ตารางระยะยาวขององค์ประกอบทางเคมี, บล็อก, ระยะเวลา, กลุ่ม, องค์ประกอบอัลคาไลน์, องค์ประกอบโลกอัลคาไลน์, คาลโคจีนส์, ฮาโลเจน, องค์ประกอบของก๊าซมีตระกูล, แลนทานอยด์, แอคติไนด์
เขียนสูตรความจุทั่วไปทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมของธาตุ a) กลุ่ม IVA และ IVB, b) กลุ่ม IIIA และ VIIB?
2. อะไรคือสิ่งที่เหมือนกันระหว่างโครงแบบอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมของธาตุ A และหมู่ B? พวกเขาแตกต่างกันอย่างไร?
3. มีองค์ประกอบกี่กลุ่มที่รวมอยู่ใน a) ส-บล็อกข) R-บล็อกค) d-บล็อก?
4. ต่อ รูปที่ 30 ในทิศทางของการเพิ่มพลังงานของระดับย่อยและเลือกกลุ่มของระดับย่อยที่เต็มไปด้วยอิเล็กตรอนในช่วงที่ 4, 5 และ 6
5. ระบุระดับย่อยของความจุของอะตอม a) แคลเซียม b) ฟอสฟอรัส c) ไททาเนียม d) คลอรีน e) โซเดียม 6. กำหนดว่าองค์ประกอบ s-, p- และ d ต่างกันอย่างไร
7. อธิบายว่าเหตุใดอะตอมจึงเป็นของธาตุใดๆ ถูกกำหนดโดยจำนวนโปรตอนในนิวเคลียส ไม่ใช่โดยมวลของอะตอมนี้
8. สำหรับอะตอมของลิเธียม อะลูมิเนียม สตรอนเทียม ซีลีเนียม เหล็ก และตะกั่ว ให้สร้างเวเลนซ์ สูตรอิเล็กทรอนิกส์ที่สมบูรณ์และย่อ และวาดไดอะแกรมพลังงานของระดับย่อยของเวเลนซ์ 9. อะตอมของธาตุที่สอดคล้องกับสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของความจุดังต่อไปนี้: 3 ส 1 , 4ส 1 3d 1 , 2s 2 2 พี 6 , 5ส 2 5พี 2 , 5ส 2 4d 2 ?

6.10. ประเภทของสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม อัลกอริทึมสำหรับการรวบรวม

เพื่อจุดประสงค์ที่แตกต่างกัน เราจำเป็นต้องรู้ทั้งการกำหนดค่าเต็มหรือความจุของอะตอม การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์แต่ละรายการเหล่านี้สามารถแสดงได้ทั้งด้วยสูตรและแผนภาพพลังงาน เช่น, การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ที่สมบูรณ์ของอะตอมแสดงออก สูตรอิเล็กทรอนิกส์เต็มรูปแบบของอะตอม, หรือ แผนภาพพลังงานเต็มรูปแบบของอะตอม. ในทางกลับกัน การกำหนดค่าเวเลนซ์อิเล็กตรอนของอะตอมแสดงออก ความจุ(หรือที่มักเรียกกันว่า " สั้น ") สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม, หรือ ไดอะแกรมของระดับย่อยของเวเลนซ์ของอะตอม(รูปที่ 6.23)

ก่อนหน้านี้ เราทำสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมโดยใช้เลขลำดับของธาตุ ในเวลาเดียวกัน เราได้กำหนดลำดับของการเติมระดับย่อยด้วยอิเล็กตรอนตามแผนภาพพลังงาน: 1 ส, 2ส, 2พี, 3ส, 3พี, 4ส, 3d, 4พี, 5ส, 4d, 5พี, 6ส, 4ฉ, 5d, 6พี, 7สเป็นต้น และโดยการเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์แบบเต็มเท่านั้น เราก็สามารถเขียนสูตรเวเลนซ์ได้ด้วย
จะสะดวกกว่าในการเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของความจุของอะตอมซึ่งมักใช้โดยพิจารณาจากตำแหน่งขององค์ประกอบในระบบขององค์ประกอบทางเคมีตามพิกัดกลุ่มระยะเวลา
มาพิจารณารายละเอียดวิธีการทำองค์ประกอบต่างๆ ส-, พี- และ d-บล็อก
สำหรับองค์ประกอบ ส-บล็อกวาเลนซ์ สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมประกอบด้วยอักขระสามตัว โดยทั่วไปสามารถเขียนได้ดังนี้:

อันดับแรก (ในตำแหน่งของเซลล์ขนาดใหญ่) คือจำนวนคาบ (เท่ากับจำนวนควอนตัมหลักของสิ่งเหล่านี้ ส-อิเล็กตรอน) และที่สาม (ในตัวยก) - จำนวนของกลุ่ม (เท่ากับจำนวนของเวเลนซ์อิเล็กตรอน) ยกตัวอย่างอะตอมแมกนีเซียม (ช่วงที่ 3 กลุ่ม IIA) เราได้รับ:

สำหรับองค์ประกอบ พี-บล็อกวาเลนซ์สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมประกอบด้วยสัญลักษณ์หก:

ที่นี่ แทนที่เซลล์ขนาดใหญ่ หมายเลขช่วงเวลาก็ถูกใส่ด้วย (เท่ากับจำนวนควอนตัมหลักของสิ่งเหล่านี้ ส- และ พี-อิเล็กตรอน) และหมายเลขกลุ่ม (เท่ากับจำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอน) กลายเป็นเท่ากับผลรวมของตัวยก สำหรับอะตอมออกซิเจน (ช่วงที่ 2 กลุ่ม VIA) เราได้รับ:

2ส 2 2พี 4 .

สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของ Valence ขององค์ประกอบส่วนใหญ่ dบล็อกสามารถเขียนได้ดังนี้:

เช่นเดียวกับในกรณีก่อนหน้านี้ ที่นี่แทนที่จะใส่เซลล์แรก หมายเลขช่วงเวลา (เท่ากับจำนวนควอนตัมหลักของสิ่งเหล่านี้ ส-อิเล็กตรอน) ตัวเลขในเซลล์ที่สองกลายเป็นหนึ่งที่น้อยกว่า เนื่องจากจำนวนควอนตัมหลักของเหล่านี้ d-อิเล็กตรอน หมายเลขกลุ่มที่นี่ก็เท่ากับผลรวมของดัชนีด้วย ตัวอย่างคือสูตรวาเลนซ์อิเล็กทรอนิกส์ของไททาเนียม (ช่วงที่ 4 กลุ่ม IVB): 4 ส 2 3d 2 .

หมายเลขกลุ่มเท่ากับผลรวมของดัชนีและสำหรับองค์ประกอบของกลุ่ม VIB แต่ดังที่คุณจำได้บนเวเลนซ์ ส-ระดับย่อยมีอิเล็กตรอนเพียงตัวเดียว และสูตรอิเล็กทรอนิกส์ความจุทั่วไป น 1 (น–1)d 5 . ดังนั้น สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของความจุ เช่น โมลิบดีนัม (คาบที่ 5) คือ 5 ส 1 4d 5 .
นอกจากนี้ยังง่ายต่อการเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์วาเลนซ์ขององค์ประกอบใด ๆ ของกลุ่ม IB เช่นทอง (ช่วงที่ 6)>–>6 ส 1 5d 10 แต่ในกรณีนี้คุณต้องจำไว้ว่า d- อิเล็กตรอนของอะตอมขององค์ประกอบของกลุ่มนี้ยังคงเป็นเวเลนซ์และบางส่วนสามารถมีส่วนร่วมในการก่อตัวของพันธะเคมี
สูตรทางอิเล็กทรอนิกส์ของความจุทั่วไปของอะตอมของธาตุกลุ่ม IIB คือ - น 2 (น – 1)dสิบ. ดังนั้น สูตรอิเล็กทรอนิกของวาเลนซ์ เช่น อะตอมของสังกะสีคือ 4 ส 2 3d 10 .
สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของความจุขององค์ประกอบของกลุ่มที่สาม (Fe, Co และ Ni) ก็ปฏิบัติตามกฎทั่วไปเช่นกัน ธาตุเหล็ก ธาตุหมู่ VIIIB มีสูตรอิเล็คทรอนิคส์วาเลนซ์เท่ากับ 4 ส 2 3d 6. อะตอมโคบอลต์มีหนึ่ง d-อิเล็กตรอนมากขึ้น (4 ส 2 3d 7) ในขณะที่อะตอมของนิกเกิลมีสองตัว (4 ส 2 3d 8).
ใช้เฉพาะกฎเหล่านี้ในการเขียนสูตรเวเลนซ์อิเล็กทรอนิกส์เท่านั้นจึงเป็นไปไม่ได้ที่จะเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมบางชนิด d-องค์ประกอบ (Nb, Ru, Rh, Pd, Ir, Pt) เนื่องจากในพวกเขาเนื่องจากแนวโน้มที่จะเปลือกอิเล็กตรอนที่มีความสมมาตรสูงการเติมระดับย่อยของเวเลนซ์ด้วยอิเล็กตรอนจึงมีคุณสมบัติเพิ่มเติมบางอย่าง
เมื่อทราบสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของเวเลนซ์แล้ว เราสามารถเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ทั้งหมดของอะตอมได้ (ดูด้านล่าง)
บ่อยครั้งแทนที่จะเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์แบบเต็มที่ยุ่งยาก สูตรอิเล็กทรอนิกส์ย่ออะตอม ในการรวบรวมพวกมันในสูตรอิเล็กทรอนิกส์ อิเล็กตรอนทั้งหมดของอะตอมจะถูกเลือก ยกเว้นเวเลนซ์ สัญลักษณ์ของพวกมันจะถูกวางในวงเล็บเหลี่ยมและส่วนหนึ่งของสูตรอิเล็กทรอนิกส์ที่สอดคล้องกับสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมขององค์ประกอบสุดท้ายก่อนหน้า คาบ (ธาตุที่ก่อตัวเป็นก๊าซมีตระกูล) ถูกแทนที่ด้วยสัญลักษณ์ของอะตอมนี้

ตัวอย่างสูตรอิเล็กทรอนิกส์ประเภทต่างๆ แสดงไว้ในตารางที่ 14

ตารางที่ 14 ตัวอย่างสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม

สูตรอิเล็กทรอนิกส์

ตัวย่อ

Valence

1ส 2 2ส 2 2พี 3

2ส 2 2พี 3

2ส 2 2พี 3

1ส 2 2ส 2 2พี 6 3ส 2 3พี 5

3ส 2 3พี 5

3ส 2 3พี 5

1ส 2 2ส 2 2พี 6 3ส 2 3พี 6 4ส 2 3d 5

4ส 2 3d 5

4ส 2 3d 5

1ส 2 2ส 2 2พี 6 3ส 2 3พี 6 3d 10 4ส 2 4พี 3

4ส 2 4พี 3

4ส 2 4พี 3

1ส 2 2ส 2 2พี 6 3ส 2 3พี 6 3d 10 4ส 2 4พี 6

4ส 2 4พี 6

4ส 2 4พี 6

อัลกอริทึมสำหรับการรวบรวมสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม (ในตัวอย่างของอะตอมไอโอดีน)

№
การดำเนินงาน

การดำเนินการ

ผลลัพธ์

กำหนดพิกัดของอะตอมในตารางธาตุ

ช่วงที่ 5 กลุ่ม VIIA

เขียนสูตรเวเลนซ์อิเล็กทรอนิกส์.

5ส 2 5พี 5

เพิ่มสัญลักษณ์ของอิเล็กตรอนชั้นในตามลำดับที่เติมระดับย่อย

1ส 2 2ส 2 2พี 6 3ส 2 3พี 6 4ส 2 3d 10 4พี 6 5ส 2 4d 10 5พี 5

โดยคำนึงถึงการลดลงของพลังงานที่เต็มเปี่ยม d- และ ฉ- ระดับย่อยเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์แบบเต็ม

ติดฉลากวาเลนซ์อิเล็กตรอน

1ส 2 2ส 2 2พี 6 3ส 2 3พี 6 3d 10 4ส 2 4พี 6 4d 10 5ส 2 5พี 5

เลือกการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมของก๊าซมีตระกูลก่อนหน้า

เขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์แบบย่อ รวมกันในวงเล็บเหลี่ยมทั้งหมด ไม่ใช่วาเลนท์อิเล็กตรอน

5ส 2 5พี 5

หมายเหตุ
1. สำหรับองค์ประกอบของช่วงที่ 2 และ 3 การดำเนินการที่สาม (โดยไม่มีช่วงที่สี่) จะนำไปสู่สูตรอิเล็กทรอนิกส์ที่สมบูรณ์ในทันที
2. (น – 1)d 10 - อิเล็กตรอนยังคงมีความจุอยู่ที่อะตอมขององค์ประกอบของกลุ่ม IB

สูตรอิเล็กทรอนิกส์ที่สมบูรณ์ สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของวาเลนซ์ คำย่อของสูตรอิเล็กทรอนิกส์ อัลกอริธึมสำหรับการประกอบสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม
1. เขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของความจุของอะตอม a) ช่วงที่สองของกลุ่ม A ที่สาม b) ช่วงที่สามของกลุ่ม A ที่สอง c) ช่วงที่สี่ของกลุ่ม A ที่สี่
2. ทำสูตรอิเล็กทรอนิกส์แบบย่อของอะตอมแมกนีเซียม ฟอสฟอรัส โพแทสเซียม เหล็ก โบรมีน และอาร์กอน

6.11. ตารางธาตุเคมีระยะสั้น

กว่า 100 ปีที่ผ่านไปนับตั้งแต่การค้นพบระบบธรรมชาติขององค์ประกอบ มีการเสนอตารางที่หลากหลายที่สุดหลายร้อยตารางที่สะท้อนถึงระบบนี้ในเชิงภาพกราฟิก นอกเหนือจากตารางระยะยาวแล้วยังมีการใช้ตารางองค์ประกอบระยะสั้นที่เรียกว่า D. I. Mendeleev อย่างกว้างขวางที่สุด ตารางระยะสั้นได้มาจากช่วงเวลาที่ยาวนาน หากช่วงที่ 4, 5, 6 และ 7 ถูกตัดออกก่อนองค์ประกอบของกลุ่ม IB ให้แยกจากกัน และแถวที่ได้จะถูกเพิ่มในลักษณะเดียวกับที่เราเพิ่ม ช่วงก่อน. ผลลัพธ์แสดงในรูปที่ 6.24

แลนทาไนด์และแอกทิไนด์ยังวางอยู่ใต้โต๊ะหลักด้วย

ที่ กลุ่มตารางนี้มีองค์ประกอบที่มีอะตอม เวเลนซ์อิเล็กตรอนจำนวนเท่ากันไม่ว่าอิเล็กตรอนเหล่านี้จะอยู่ในวงโคจรใด ดังนั้นธาตุคลอรีน (องค์ประกอบทั่วไปที่สร้างอโลหะ; 3 ส 2 3พี 5) และแมงกานีส (ธาตุขึ้นรูปโลหะ 4 ส 2 3d 5) ซึ่งไม่มีความคล้ายคลึงกันของเปลือกอิเล็กตรอน ตกอยู่ในกลุ่มที่เจ็ดเดียวกัน ความจำเป็นในการแยกแยะระหว่างองค์ประกอบดังกล่าวทำให้จำเป็นต้องแยกออกเป็นกลุ่ม กลุ่มย่อย: หลัก- ความคล้ายคลึงกันของกลุ่ม A ของตารางระยะยาวและ ผลข้างเคียงเป็นแอนะล็อกของกลุ่ม B ในรูปที่ 34 สัญลักษณ์ขององค์ประกอบของกลุ่มย่อยหลักจะเลื่อนไปทางซ้าย และสัญลักษณ์ขององค์ประกอบของกลุ่มย่อยรองจะเลื่อนไปทางขวา
จริงอยู่ การจัดเรียงองค์ประกอบในตารางก็มีข้อดีเช่นกัน เพราะมันคือจำนวนอิเล็กตรอนของความจุที่กำหนดความสามารถของความจุของอะตอมเป็นหลัก
ตารางระยะยาวแสดงกฎของโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม ความคล้ายคลึงและรูปแบบของการเปลี่ยนแปลงในคุณสมบัติของสารและสารประกอบอย่างง่ายตามกลุ่มของธาตุ การเปลี่ยนแปลงปกติของปริมาณทางกายภาพจำนวนหนึ่งที่แสดงลักษณะอะตอม สารและสารประกอบอย่างง่าย ตลอดทั้งระบบขององค์ประกอบและอีกมากมาย ตารางระยะเวลาสั้นสะดวกน้อยกว่าในแง่นี้

ตารางระยะเวลาสั้น กลุ่มย่อยหลัก กลุ่มย่อยรอง
1. แปลงตารางระยะยาวที่คุณสร้างจากชุดองค์ประกอบตามธรรมชาติเป็นตารางระยะเวลาสั้น ดำเนินการแปลงย้อนกลับ
2. เป็นไปได้ไหมที่จะสร้างวาเลนซ์สูตรอิเล็กทรอนิกส์ทั่วไปของอะตอมของธาตุในกลุ่มตารางระยะเวลาสั้นหนึ่งกลุ่ม? ทำไม

6.12. ขนาดอะตอม รัศมีวง

.

อะตอมไม่มีขอบเขตที่ชัดเจน ขนาดของอะตอมที่แยกออกมาเป็นอย่างไร? นิวเคลียสของอะตอมล้อมรอบด้วยเปลือกอิเล็กตรอน และเปลือกประกอบด้วยเมฆอิเล็กตรอน ขนาดของ EO มีลักษณะเป็นรัศมี rอู เมฆทั้งหมดในชั้นนอกมีรัศมีใกล้เคียงกัน ดังนั้นขนาดของอะตอมจึงสามารถระบุได้ด้วยรัศมีนี้ มันถูกเรียกว่า รัศมีการโคจรของอะตอม(r 0).

ค่าของรัศมีการโคจรของอะตอมแสดงไว้ในภาคผนวก 5
รัศมีของ EO ขึ้นอยู่กับประจุของนิวเคลียสและวงโคจรของอิเล็กตรอนที่สร้างก้อนเมฆนี้ ดังนั้นรัศมีการโคจรของอะตอมจึงขึ้นอยู่กับคุณลักษณะเดียวกันนี้ด้วย
พิจารณาเปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมไฮโดรเจนและฮีเลียม ทั้งในอะตอมไฮโดรเจนและอะตอมฮีเลียม อิเล็กตรอนจะอยู่ที่ 1 ส-AO และเมฆของพวกมันจะมีขนาดเท่ากัน ถ้าประจุของนิวเคลียสของอะตอมเหล่านี้เท่ากัน แต่ประจุของนิวเคลียสของอะตอมฮีเลียมนั้นมีมากกว่าประจุของนิวเคลียสของอะตอมไฮโดรเจนสองเท่า ตามกฎของคูลอมบ์ แรงดึงดูดที่กระทำต่ออิเล็กตรอนแต่ละตัวของอะตอมฮีเลียมเป็นสองเท่าของแรงดึงดูดของอิเล็กตรอนไปยังนิวเคลียสของอะตอมไฮโดรเจน ดังนั้นรัศมีของอะตอมฮีเลียมจึงต้องน้อยกว่ารัศมีของอะตอมไฮโดรเจนมาก และมี: r 0 (เขา) / r 0 (H) \u003d 0.291 E / 0.529 E 0.55
อะตอมลิเธียมมีอิเล็กตรอนภายนอกที่2 ส-AO นั่นคือสร้างเมฆของเลเยอร์ที่สอง โดยธรรมชาติแล้วรัศมีของมันควรจะใหญ่กว่านี้ จริงๆ: r 0 (ลี่) = 1.586 อี
อะตอมขององค์ประกอบที่เหลือของช่วงที่สองมีอิเล็กตรอนภายนอก (และ2 ส, และ 2 พี) ถูกวางไว้ในชั้นอิเล็กตรอนที่สองเดียวกัน และประจุของนิวเคลียสของอะตอมเหล่านี้จะเพิ่มขึ้นตามหมายเลขซีเรียลที่เพิ่มขึ้น อิเล็กตรอนดึงดูดนิวเคลียสได้แรงกว่า และรัศมีของอะตอมก็ลดลงโดยธรรมชาติ เราสามารถทำซ้ำอาร์กิวเมนต์เหล่านี้สำหรับอะตอมขององค์ประกอบของช่วงเวลาอื่นได้ แต่ด้วยการชี้แจงอย่างใดอย่างหนึ่ง: รัศมีการโคจรจะลดลงแบบโมโนโทนก็ต่อเมื่อเติมแต่ละระดับย่อย
แต่ถ้าเราเพิกเฉยต่อรายละเอียดลักษณะทั่วไปของการเปลี่ยนแปลงขนาดของอะตอมในระบบขององค์ประกอบจะเป็นดังนี้: ด้วยการเพิ่มหมายเลขซีเรียลในช่วงเวลาหนึ่งรัศมีการโคจรของอะตอมจะลดลงและในกลุ่ม พวกเขาเพิ่มขึ้น อะตอมที่ใหญ่ที่สุดคืออะตอมของซีเซียม และอะตอมที่เล็กที่สุดคืออะตอมฮีเลียม แต่สำหรับอะตอมของธาตุที่ก่อตัวเป็นสารประกอบทางเคมี (ฮีเลียมและนีออนไม่ก่อตัวขึ้น) อะตอมที่เล็กที่สุดคืออะตอมฟลูออรีน
อะตอมของธาตุส่วนใหญ่ที่ยืนอยู่ในอนุกรมธรรมชาติหลังแลนทาไนด์มีรัศมีการโคจรค่อนข้างเล็กกว่าที่คาดไว้ ตามกฎทั่วไป เนื่องจากแลนทาไนด์ 14 ตัวตั้งอยู่ระหว่างแลนทานัมและแฮฟเนียมในระบบธาตุ ด้วยเหตุนี้ ประจุนิวเคลียร์ของอะตอมแฮฟเนียมจึงเท่ากับ 14 อีมากกว่าแลนทานัม ดังนั้นอิเล็กตรอนชั้นนอกของอะตอมเหล่านี้จึงถูกดึงดูดไปยังนิวเคลียสอย่างแรงกว่าที่พวกมันจะถูกดึงดูดในกรณีที่ไม่มีแลนทาไนด์ (ผลกระทบนี้มักเรียกว่า "การหดตัวของแลนทาไนด์")
โปรดทราบว่าเมื่อส่งผ่านจากอะตอมขององค์ประกอบของกลุ่ม VIIIA ไปยังอะตอมขององค์ประกอบของกลุ่ม IA รัศมีการโคจรจะเพิ่มขึ้นอย่างกะทันหัน ดังนั้นการเลือกองค์ประกอบแรกของแต่ละช่วงเวลา (ดู§ 7) ของเราจึงถูกต้อง

รัศมีการโคจรของอะตอม การเปลี่ยนแปลงในระบบขององค์ประกอบ
1. ตามข้อมูลที่ให้ไว้ในภาคผนวก 5 พล็อตบนกระดาษกราฟ การพึ่งพารัศมีการโคจรของอะตอมบนหมายเลขซีเรียลขององค์ประกอบสำหรับองค์ประกอบที่มี Zตั้งแต่ 1 ถึง 40 ความยาวของแกนนอน 200 มม. ความยาวของแกนตั้ง 100 มม.
2. คุณจะอธิบายลักษณะที่ปรากฏของเส้นที่แตกได้อย่างไร?

6.13. พลังงานไอออไนซ์ของอะตอม

หากคุณให้พลังงานเพิ่มเติมแก่อิเล็กตรอนในอะตอม (คุณจะได้เรียนรู้วิธีการทำสิ่งนี้จากหลักสูตรฟิสิกส์) จากนั้นอิเล็กตรอนก็สามารถไปที่ AO อื่นได้นั่นคืออะตอมจะสิ้นสุดใน สถานะตื่นเต้น. สถานะนี้ไม่เสถียร และอิเล็กตรอนจะกลับสู่สถานะเดิมเกือบจะในทันที และพลังงานส่วนเกินจะถูกปลดปล่อยออกมา แต่ถ้าพลังงานที่ส่งให้อิเล็กตรอนมีมากเพียงพอ อิเล็กตรอนก็สามารถแยกตัวออกจากอะตอมได้อย่างสมบูรณ์ในขณะที่อะตอม แตกตัวเป็นไอออนนั่นคือมันกลายเป็นไอออนที่มีประจุบวก ( ไอออนบวก). พลังงานที่จำเป็นในการทำสิ่งนี้เรียกว่า พลังงานไอออไนเซชันของอะตอม(อีและ).

เป็นการยากที่จะฉีกอิเล็กตรอนออกจากอะตอมเดี่ยวและวัดพลังงานที่จำเป็นสำหรับสิ่งนี้ ดังนั้นจึงถูกกำหนดและใช้งานจริง พลังงานไอออไนซ์ของฟันกราม(E และ ม.).

พลังงานไอออไนเซชันของโมลาร์แสดงพลังงานที่เล็กที่สุดที่จำเป็นในการแยกอิเล็กตรอน 1 โมลออกจากอะตอม 1 โมล (อิเล็กตรอนหนึ่งตัวจากแต่ละอะตอม) ค่านี้มักจะวัดเป็นกิโลจูลต่อโมล ค่าพลังงานโมลาร์ไอออไนเซชันของอิเล็กตรอนตัวแรกสำหรับองค์ประกอบส่วนใหญ่มีอยู่ในภาคผนวก 6
พลังงานไอออไนเซชันของอะตอมขึ้นอยู่กับตำแหน่งของธาตุในระบบของธาตุอย่างไร นั่นคือ การเปลี่ยนแปลงในกลุ่มและคาบเป็นอย่างไร
ในแง่กายภาพ พลังงานไอออไนเซชันมีค่าเท่ากับงานที่ต้องใช้เพื่อเอาชนะแรงดึงดูดของอิเล็กตรอนไปยังอะตอมเมื่อเคลื่อนอิเล็กตรอนจากอะตอมไปยังระยะห่างที่ไม่สิ้นสุด

ที่ไหน qคือประจุของอิเล็กตรอน คิวคือประจุของไอออนบวกที่เหลืออยู่หลังจากการดึงอิเล็กตรอนออก และ r o คือรัศมีการโคจรของอะตอม

และ q, และ คิวเป็นค่าคงที่ และสรุปได้ว่า งานแยกอิเล็กตรอน แต่และด้วยพลังงานไอออไนซ์ อีและแปรผกผันกับรัศมีการโคจรของอะตอม
หลังจากวิเคราะห์ค่ารัศมีการโคจรของอะตอมของธาตุต่างๆ และค่าที่สอดคล้องกันของพลังงานไอออไนเซชันที่ให้ไว้ในภาคผนวก 5 และ 6 จะเห็นว่าการพึ่งพาอาศัยกันระหว่างค่าเหล่านี้ใกล้เคียงกับสัดส่วนแต่ค่อนข้างน้อย แตกต่างจากมัน เหตุผลที่ข้อสรุปของเราไม่สอดคล้องกับข้อมูลการทดลองก็คือเราใช้แบบจำลองคร่าวๆ ซึ่งไม่ได้คำนึงถึงปัจจัยสำคัญหลายประการ แต่ถึงแม้แบบจำลองคร่าวๆ นี้จะทำให้เราสามารถสรุปได้ถูกต้องว่าเมื่อรัศมีการโคจรเพิ่มขึ้น พลังงานไอออไนเซชันของอะตอมก็ลดลง และในทางกลับกัน เมื่อรัศมีลดลงก็จะเพิ่มขึ้น
เนื่องจากรัศมีการโคจรของอะตอมลดลงในช่วงเวลาหนึ่งโดยมีจำนวนซีเรียลเพิ่มขึ้น พลังงานไอออไนซ์จะเพิ่มขึ้น ในกลุ่มเมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้นรัศมีการโคจรของอะตอมตามกฎจะเพิ่มขึ้นและพลังงานไอออไนซ์จะลดลง พลังงานไอออไนเซชันของโมลาร์สูงสุดอยู่ในอะตอมที่เล็กที่สุด อะตอมฮีเลียม (2372 kJ/โมล) และของอะตอมที่สามารถสร้างพันธะเคมีในอะตอมฟลูออรีน (1681 กิโลจูล/โมล) ที่เล็กที่สุดสำหรับอะตอมที่ใหญ่ที่สุด อะตอมซีเซียม (376 kJ/mol) ในระบบขององค์ประกอบ ทิศทางของการเพิ่มพลังงานไอออไนเซชันสามารถแสดงเป็นแผนผังได้ดังนี้

ในวิชาเคมี เป็นสิ่งสำคัญที่พลังงานไอออไนเซชันเป็นตัวกำหนดแนวโน้มของอะตอมที่จะบริจาคอิเล็กตรอน "ของมัน": ยิ่งพลังงานไอออไนเซชันมากเท่าไร อะตอมก็จะยิ่งมีความโน้มเอียงน้อยลงเท่านั้นที่จะบริจาคอิเล็กตรอน และในทางกลับกัน

สถานะตื่นเต้น, ไอออไนซ์, ไอออนบวก, พลังงานไอออไนซ์, พลังงานโมลาร์ไอออไนเซชัน, การเปลี่ยนแปลงของพลังงานไอออไนซ์ในระบบขององค์ประกอบ
1. ใช้ข้อมูลในภาคผนวก 6 พิจารณาว่าต้องใช้พลังงานเท่าใดในการฉีกอิเล็กตรอนหนึ่งตัวออกจากอะตอมโซเดียมทั้งหมดที่มีมวลรวม 1 กรัม
2. ใช้ข้อมูลที่ให้ไว้ในภาคผนวก 6 พิจารณาว่าต้องใช้พลังงานกี่เท่าในการแยกอิเล็กตรอนหนึ่งตัวออกจากโซเดียมอะตอมทั้งหมดที่มีมวล 3 กรัม มากกว่าโพแทสเซียมอะตอมทั้งหมดที่มีมวลเท่ากัน เหตุใดอัตราส่วนนี้จึงแตกต่างจากอัตราส่วนของพลังงานไอออไนซ์ของโมลาร์ของอะตอมเดียวกัน
3. ตามข้อมูลที่ให้ไว้ในภาคผนวก 6 พล็อตการพึ่งพาพลังงานโมลาร์ไอออไนเซชันบนหมายเลขซีเรียลขององค์ประกอบด้วย Zตั้งแต่ 1 ถึง 40 ขนาดของกราฟจะเหมือนกับในงานของย่อหน้าก่อนหน้า ดูว่ากราฟนี้ตรงกับตัวเลือกของ "ช่วงเวลา" ของระบบองค์ประกอบหรือไม่

6.14. พลังงานความสัมพันธ์ของอิเล็กตรอน

.

ลักษณะพลังงานที่สำคัญที่สุดอันดับสองของอะตอมคือ พลังงานความสัมพันธ์ของอิเล็กตรอน(อีกับ).

ในทางปฏิบัติ เช่นเดียวกับในกรณีของพลังงานไอออไนเซชัน มักจะใช้ปริมาณโมลาร์ที่สอดคล้องกัน - พลังงานความสัมพันธ์ของอิเล็กตรอนกราม().

พลังงานความสัมพันธ์ของอิเล็กตรอนแบบโมลาร์แสดงให้เห็นว่าพลังงานใดที่ปล่อยออกมาเมื่อมีการเพิ่มอิเล็กตรอนหนึ่งโมลลงในอะตอมที่เป็นกลางหนึ่งโมล (หนึ่งอิเล็กตรอนต่ออะตอม) เช่นเดียวกับพลังงานโมลาร์ไอออไนเซชัน ปริมาณนี้ยังวัดเป็นกิโลจูลต่อโมล
เมื่อมองแวบแรก ดูเหมือนว่าไม่ควรปล่อยพลังงานในกรณีนี้ เนื่องจากอะตอมเป็นอนุภาคที่เป็นกลาง และไม่มีแรงดึงดูดจากไฟฟ้าสถิตระหว่างอะตอมที่เป็นกลางกับอิเล็กตรอนที่มีประจุลบ ในทางตรงกันข้ามเมื่อเข้าใกล้อะตอมดูเหมือนว่าอิเล็กตรอนควรถูกขับไล่ด้วยอิเล็กตรอนที่มีประจุลบแบบเดียวกันที่สร้างเปลือกอิเล็กตรอน อันที่จริงนี้ไม่เป็นความจริง จำไว้ว่าถ้าคุณเคยจัดการกับคลอรีนปรมาณู แน่นอนไม่ ท้ายที่สุดมันมีอยู่ที่อุณหภูมิสูงมากเท่านั้น คลอรีนโมเลกุลที่เสถียรกว่านั้นแทบไม่พบในธรรมชาติ - หากจำเป็น จะต้องได้รับโดยใช้ปฏิกิริยาเคมี และคุณต้องจัดการกับโซเดียมคลอไรด์ (เกลือทั่วไป) ตลอดเวลา หลังจากที่ทุกคนบริโภคเกลือแกงทุกวัน และเป็นเรื่องธรรมดามากในธรรมชาติ แต่ท้ายที่สุด เกลือแกงก็มีคลอไรด์ไอออน ซึ่งก็คืออะตอมของคลอรีนที่มีอิเลคตรอน "พิเศษ" หนึ่งตัวติดอยู่ สาเหตุหนึ่งที่ทำให้เกิดความชุกของคลอไรด์ไอออนนี้คืออะตอมของคลอรีนมีแนวโน้มที่จะเกาะติดอิเล็กตรอน กล่าวคือ เมื่อคลอไรด์ไอออนเกิดขึ้นจากอะตอมของคลอรีนและอิเล็กตรอน พลังงานจะถูกปลดปล่อยออกมา
สาเหตุหนึ่งที่ทำให้เกิดการปลดปล่อยพลังงานเป็นที่ทราบกันดีอยู่แล้ว - มันเกี่ยวข้องกับการเพิ่มสมมาตรของเปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมคลอรีนในระหว่างการเปลี่ยนเป็นประจุเดี่ยว ประจุลบ. ในขณะเดียวกันก็จำพลังงาน 3 พี- ระดับย่อยลดลง มีเหตุผลที่ซับซ้อนกว่านี้อีก
เนื่องจากปัจจัยหลายประการที่มีอิทธิพลต่อคุณค่าของพลังงานความสัมพันธ์ของอิเล็กตรอน ธรรมชาติของการเปลี่ยนแปลงในค่านี้ในระบบขององค์ประกอบจึงซับซ้อนกว่าธรรมชาติของการเปลี่ยนแปลงของพลังงานไอออไนเซชันมาก คุณสามารถตรวจสอบได้โดยการวิเคราะห์ตารางที่ให้ไว้ในภาคผนวก 7 แต่เนื่องจากค่าของปริมาณนี้ถูกกำหนดก่อนอื่นด้วยปฏิกิริยาไฟฟ้าสถิตแบบเดียวกับค่าพลังงานไอออไนเซชันจากนั้นจึงเปลี่ยนในระบบขององค์ประกอบ (อย่างน้อยก็ในกลุ่ม A) โดยทั่วไปจะคล้ายกับการเปลี่ยนแปลงของพลังงานไอออไนเซชัน กล่าวคือ พลังงานของสัมพรรคภาพอิเล็กตรอนในกลุ่มลดลง และในช่วงระยะเวลาหนึ่งจะเพิ่มขึ้น สูงสุดที่อะตอมของฟลูออรีน (328 กิโลจูล/โมล) และคลอรีน (349 กิโลจูล/โมล) ธรรมชาติของการเปลี่ยนแปลงของพลังงานความสัมพันธ์ของอิเล็กตรอนในระบบของธาตุคล้ายกับธรรมชาติของการเปลี่ยนแปลงของพลังงานไอออไนเซชัน กล่าวคือ ทิศทางของการเพิ่มขึ้นของพลังงานความสัมพันธ์ของอิเล็กตรอนสามารถแสดงเป็นแผนผังได้ดังนี้

2. ในระดับเดียวกันกับแกนนอนในงานก่อนหน้านี้ ให้พล็อตการพึ่งพาพลังงานโมลาร์ของความสัมพันธ์ของอิเล็กตรอนกับหมายเลขซีเรียลของอะตอมของธาตุด้วย Zจาก 1 ถึง 40 โดยใช้แอพ 7
3. ความหมายทางกายภาพของพลังงานความสัมพันธ์ของอิเล็กตรอนเชิงลบคืออะไร?
4. เหตุใดอะตอมทั้งหมดขององค์ประกอบในช่วงที่ 2 มีเพียงเบริลเลียมไนโตรเจนและนีออนเท่านั้นที่มีค่าลบของพลังงานโมลาร์ของความสัมพันธ์ของอิเล็กตรอน?

6.15. แนวโน้มที่อะตอมจะบริจาคและรับอิเล็กตรอน

คุณรู้อยู่แล้วว่าแนวโน้มของอะตอมที่จะบริจาคตัวเองและรับอิเล็กตรอนจากต่างประเทศนั้นขึ้นอยู่กับลักษณะพลังงานของมัน (พลังงานไอออไนเซชันและพลังงานความสัมพันธ์ของอิเล็กตรอน) อะตอมใดมีแนวโน้มที่จะบริจาคอิเล็กตรอนมากกว่าและอะตอมใดมีแนวโน้มที่จะยอมรับคนแปลกหน้ามากกว่า
เพื่อตอบคำถามนี้ ให้เราสรุปในตารางที่ 15 ทุกสิ่งที่เรารู้เกี่ยวกับการเปลี่ยนแปลงความโน้มเอียงเหล่านี้ในระบบขององค์ประกอบ

ตารางที่ 15

ตอนนี้ให้พิจารณาว่าอะตอมสามารถให้อิเล็กตรอนได้กี่ตัว
อันดับแรก ใน ปฏิกริยาเคมีอะตอมสามารถบริจาคได้เฉพาะเวเลนซ์อิเล็กตรอน เนื่องจากเป็นการเสียเปรียบอย่างมากที่จะบริจาคส่วนที่เหลือ ประการที่สอง อะตอม "อย่างง่ายดาย" ให้อิเล็กตรอนตัวแรก (ถ้าเอียง) เท่านั้น มันทำให้อิเล็กตรอนตัวที่สองยากขึ้นมาก (2-3 เท่า) และตัวที่สามยากกว่า (4-5 เท่า) ดังนั้น, อะตอมสามารถบริจาคอิเล็กตรอนได้หนึ่ง สอง และน้อยกว่ามาก.
อะตอมสามารถรับอิเล็กตรอนได้กี่ตัว?
อย่างแรก ในปฏิกิริยาเคมี อะตอมสามารถรับอิเล็กตรอนได้เฉพาะที่ระดับย่อยของเวเลนซ์เท่านั้น ประการที่สอง การปลดปล่อยพลังงานจะเกิดขึ้นก็ต่อเมื่อมีการแนบอิเล็กตรอนตัวแรก (และมันก็ไม่เป็นเช่นนั้นเสมอไป) การเพิ่มอิเล็กตรอนตัวที่สองมักจะไม่เอื้ออำนวยต่อความกระตือรือร้น และยิ่งกว่านั้นสำหรับหนึ่งในสาม อย่างไรก็ตาม, อะตอมสามารถเพิ่มอิเล็กตรอนได้หนึ่ง สอง และ (น้อยมาก) สามตัวตามกฎแล้ว เท่าที่มันขาดการเติมเต็มระดับย่อยของความจุ
ค่าใช้จ่ายด้านพลังงานของอะตอมไอออไนซ์และการติดอิเล็กตรอนที่สองหรือสามเข้ากับพวกมันจะถูกชดเชยด้วยพลังงานที่ปล่อยออกมาระหว่างการก่อตัวของพันธะเคมี 4. เปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมโพแทสเซียม แคลเซียม และสแกนเดียมเปลี่ยนแปลงอย่างไรเมื่อบริจาคอิเล็กตรอน ให้สมการการหดตัวของอิเล็กตรอนโดยอะตอมและสูตรทางอิเล็กทรอนิกส์แบบย่อของอะตอมและไอออน
5. เปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมคลอรีน กำมะถัน และฟอสฟอรัส เปลี่ยนแปลงอย่างไรเมื่อยึดกับอิเล็กตรอนจากต่างประเทศ ให้สมการการเติมอิเล็กตรอนและสูตรอิเล็กทรอนิกส์แบบย่อของอะตอมและไอออน
6. ใช้ภาคผนวก 7 กำหนดว่าพลังงานใดจะถูกปล่อยออกมาเมื่ออิเล็กตรอนถูกแนบกับอะตอมโซเดียมทั้งหมดที่มีมวลรวม 1 กรัม
7. ใช้ภาคผนวก 7 พิจารณาว่าต้องใช้พลังงานเท่าใดในการแยกอิเล็กตรอน "พิเศษ" ออกจาก 0.1 โมลของ Br– ion?

วิธีใช้ตารางธาตุ สำหรับคนที่ไม่ได้ฝึกหัด การอ่านตารางธาตุเหมือนกับการดูอักษรรูนโบราณของเอลฟ์สำหรับคนแคระ และตารางธาตุถ้าใช้อย่างถูกต้องสามารถบอกอะไรเกี่ยวกับโลกได้มากมาย นอกจากจะให้บริการคุณในการสอบแล้ว ยังจำเป็นสำหรับการแก้ปัญหาทางเคมีและทางกายภาพจำนวนมากอีกด้วย แต่จะอ่านได้อย่างไร? โชคดีที่วันนี้ทุกคนสามารถเรียนรู้ศิลปะนี้ได้ ในบทความนี้เราจะอธิบายวิธีทำความเข้าใจตารางธาตุ

ระบบธาตุเคมีเป็นระยะ (ตารางของ Mendeleev) เป็นการจำแนกองค์ประกอบทางเคมีที่สร้างการพึ่งพาคุณสมบัติต่าง ๆ ขององค์ประกอบในประจุของนิวเคลียสของอะตอม

ประวัติความเป็นมาของการสร้างโต๊ะ

Dmitri Ivanovich Mendeleev ไม่ใช่นักเคมีธรรมดาๆ ถ้ามีคนคิดอย่างนั้น เขาเป็นนักเคมี นักฟิสิกส์ นักธรณีวิทยา นักมาตรวิทยา นักนิเวศวิทยา นักเศรษฐศาสตร์ ช่างน้ำมัน นักบินอวกาศ ผู้ผลิตเครื่องมือและอาจารย์ ในช่วงชีวิตของเขา นักวิทยาศาสตร์ได้ทำการวิจัยพื้นฐานมากมายในด้านความรู้ต่างๆ ตัวอย่างเช่น เป็นที่เชื่อกันอย่างกว้างขวางว่าเป็น Mendeleev ที่คำนวณความแรงในอุดมคติของวอดก้า - 40 องศา เราไม่ทราบว่า Mendeleev ปฏิบัติต่อวอดก้าอย่างไร แต่เป็นที่ทราบแน่ชัดว่าวิทยานิพนธ์ของเขาในหัวข้อ "วาทกรรมเกี่ยวกับการรวมกันของแอลกอฮอล์กับน้ำ" ไม่มีส่วนเกี่ยวข้องกับวอดก้าและพิจารณาความเข้มข้นของแอลกอฮอล์จาก 70 องศา ด้วยคุณธรรมทั้งหมดของนักวิทยาศาสตร์ การค้นพบกฎธาตุเคมีเป็นระยะ ซึ่งเป็นหนึ่งในกฎพื้นฐานของธรรมชาติ ทำให้เขามีชื่อเสียงมากที่สุด

มีตำนานตามที่นักวิทยาศาสตร์ใฝ่ฝันถึงระบบธาตุ หลังจากนั้นเขาก็ต้องสรุปความคิดที่ปรากฏขึ้นเท่านั้น แต่ถ้าทุกอย่างเรียบง่าย .. การสร้างตารางธาตุรุ่นนี้ดูเหมือนจะไม่มีอะไรมากไปกว่าตำนาน เมื่อถูกถามว่าเปิดโต๊ะอย่างไร Dmitry Ivanovich เองก็ตอบว่า: “ ฉันคิดเกี่ยวกับมันมายี่สิบปีแล้วและคุณคิดว่า: ฉันนั่งและทันใดนั้น ... ก็พร้อม”

ในช่วงกลางของศตวรรษที่สิบเก้า นักวิทยาศาสตร์หลายคนพยายามปรับปรุงองค์ประกอบทางเคมีที่รู้จัก (63 องค์ประกอบที่รู้จัก) ให้มีประสิทธิภาพมากขึ้น ตัวอย่างเช่น ในปี 1862 Alexandre Emile Chancourtois วางองค์ประกอบตามเกลียวและสังเกตการเกิดซ้ำของวัฏจักร คุณสมบัติทางเคมี. นักเคมีและนักดนตรี จอห์น อเล็กซานเดอร์ นิวแลนด์ส เสนอตารางธาตุในแบบฉบับของเขาในปี พ.ศ. 2409 ข้อเท็จจริงที่น่าสนใจคือในการจัดเรียงองค์ประกอบ นักวิทยาศาสตร์พยายามค้นหาความกลมกลืนทางดนตรีที่ลึกลับ ท่ามกลางความพยายามอื่น ๆ คือความพยายามของ Mendeleev ซึ่งได้รับการสวมมงกุฎด้วยความสำเร็จ

ในปีพ.ศ. 2412 ได้มีการตีพิมพ์โครงร่างแรกของตารางและวันที่ 1 มีนาคม พ.ศ. 2412 ถือเป็นวันแห่งการค้นพบกฎเกณฑ์เป็นระยะ สาระสำคัญของการค้นพบของ Mendeleev คือคุณสมบัติขององค์ประกอบที่มีมวลอะตอมเพิ่มขึ้นไม่เปลี่ยนแปลงอย่างจำเจ แต่เป็นระยะ รุ่นแรกของตารางมีเพียง 63 องค์ประกอบ แต่ Mendeleev ได้ทำการตัดสินใจที่ไม่ได้มาตรฐานจำนวนมาก ดังนั้น เขาเดาว่าจะทิ้งที่ในตารางไว้สำหรับธาตุที่ยังไม่ถูกค้นพบ และยังเปลี่ยนมวลอะตอมของธาตุบางธาตุด้วย ความถูกต้องพื้นฐานของกฎหมายที่ Mendeleev ได้รับนั้นได้รับการยืนยันในไม่ช้าหลังจากการค้นพบแกลเลียม, สแกนเดียมและเจอร์เมเนียมซึ่งนักวิทยาศาสตร์คาดการณ์ถึงการมีอยู่ของมัน

มุมมองสมัยใหม่ของตารางธาตุ

ด้านล่างเป็นตารางเอง

ทุกวันนี้ แทนที่จะใช้น้ำหนักอะตอม (มวลอะตอม) แนวคิดของเลขอะตอม (จำนวนโปรตอนในนิวเคลียส) ถูกนำมาใช้เพื่อจัดลำดับองค์ประกอบ ตารางประกอบด้วยองค์ประกอบ 120 ซึ่งจัดเรียงจากซ้ายไปขวาจากน้อยไปหามากของเลขอะตอม (จำนวนโปรตอน)

คอลัมน์ของตารางเรียกว่ากลุ่ม และแถวคือจุด มี 18 กลุ่มและ 8 คาบในตาราง

  • คุณสมบัติของโลหะจะลดลงเมื่อเคลื่อนที่ไปตามช่วงเวลาจากซ้ายไปขวา และเพิ่มขึ้นในทิศทางตรงกันข้าม
  • ขนาดของอะตอมลดลงเมื่อเคลื่อนจากซ้ายไปขวาตามช่วงเวลา
  • เมื่อเคลื่อนที่จากบนลงล่างในกลุ่ม คุณสมบัติของโลหะที่ลดลงจะเพิ่มขึ้น
  • คุณสมบัติการออกซิไดซ์และอโลหะเพิ่มขึ้นตามระยะเวลาจากซ้ายไปขวาฉัน.

เราเรียนรู้อะไรเกี่ยวกับองค์ประกอบจากตาราง ตัวอย่างเช่น ลองพิจารณาองค์ประกอบที่สามในตาราง - ลิเธียม และพิจารณาอย่างละเอียด

ก่อนอื่น เราเห็นสัญลักษณ์ขององค์ประกอบและชื่อของมันอยู่ข้างใต้ ที่มุมบนซ้ายคือเลขอะตอมขององค์ประกอบ ตามลำดับที่องค์ประกอบนั้นอยู่ในตาราง เลขอะตอมดังที่ได้กล่าวไปแล้วนั้นมีค่าเท่ากับจำนวนโปรตอนในนิวเคลียส จำนวนโปรตอนบวกมักจะเท่ากับจำนวนอิเล็กตรอนเชิงลบในอะตอม (ยกเว้นไอโซโทป)

มวลอะตอมแสดงอยู่ใต้เลขอะตอม (ในตารางเวอร์ชันนี้) ถ้าเราปัดมวลอะตอมเป็นจำนวนเต็มที่ใกล้เคียงที่สุด เราจะได้ค่าที่เรียกว่าเลขมวล ความแตกต่างระหว่างเลขมวลกับเลขอะตอมให้จำนวนนิวตรอนในนิวเคลียส ดังนั้นจำนวนนิวตรอนในนิวเคลียสฮีเลียมคือสองและในลิเธียม - สี่

ดังนั้นหลักสูตร "Mendeleev's Table for Dummies" ของเราจึงสิ้นสุดลง โดยสรุป เราขอเชิญคุณชมวิดีโอเฉพาะเรื่อง และเราหวังว่าคำถามเกี่ยวกับวิธีใช้ตารางธาตุของ Mendeleev จะชัดเจนขึ้นสำหรับคุณ เราเตือนคุณว่าการเรียนรู้หัวข้อใหม่นั้นมีประสิทธิภาพมากกว่าเสมอ ไม่ใช่คนเดียว แต่ด้วยความช่วยเหลือจากที่ปรึกษาที่มีประสบการณ์ นั่นคือเหตุผลที่คุณไม่ควรลืมคนที่ยินดีแบ่งปันความรู้และประสบการณ์กับคุณ