Хослогдоогүй электронуудын иончлолын процесс. Хими. Агаар ионжуулагчийн ажиллах зарчим

РАДИЛИЗИЙН ЗАВС БҮТЭЭГДЭХҮҮН

Ионжуулагч цацраг нь аливаа системд үйлчлэх үед иончлол, өдөөлтөөс болж завсрын бүтээгдэхүүн үүсдэг. Эдгээрт электронууд (дулаанжуулсан ба уусгасан, бага өдөөгдсөн электрон гэх мэт), ионууд (радикал катион ба анионууд, карбанионууд, карбокатууд гэх мэт), чөлөөт радикалууд ба атомууд, өдөөгдсөн хэсгүүд гэх мэт. Дүрмээр бол энгийн нөхцөлд эдгээр нь бүтээгдэхүүн нь өндөр реактив шинж чанартай байдаг тул богино настай байдаг. Тэд бодистой хурдан харилцан үйлчилж, эцсийн (тогтвортой) радиолизийн бүтээгдэхүүн үүсгэдэг.

Сэтгэл хөдөлсөн бөөмс.Өдөөлт нь ионжуулагч цацрагийн бодистой харилцан үйлчлэх гол үйл явцын нэг юм. Энэ үйл явцын үр дүнд өдөөгдсөн бөөмс (молекул, атом, ион) үүсдэг. Тэдгээрийн дотор электрон нь үндсэн төлөвөөс дээш электрон түвшний аль нэгэнд байрладаг бөгөөд молекул, атом эсвэл ионы үлдсэн хэсэгтэй (өөрөөр хэлбэл нүхтэй) холбоотой хэвээр байна. Мэдээжийн хэрэг, өдөөх үед бөөмс нь хэвээр үлдэнэ. Мөн өдөөгдсөн бөөмс нь зарим хоёрдогч процесст үүсдэг: ионыг саармагжуулах үед, эрчим хүч дамжуулах үед гэх мэт. Тэд янз бүрийн системүүдийн (алифатик ба ялангуяа үнэрт нүүрсустөрөгч, хий гэх мэт) радиолизэд чухал үүрэг гүйцэтгэдэг.

Өдөөгдсөн молекулуудын төрлүүд. Өдөөгдсөн бөөмс нь өөр өөр тойрог замд хосгүй хоёр электрон агуулдаг. Эдгээр электронуудын эргэлт нь ижил (зэрэгцээ) эсвэл эсрэг (эсрэг параллель) чиглүүлж болно. Ийм өдөөгдсөн бөөмс нь гурвалсан ба ганц биетэй.

Бодис ионжуулагч цацрагт өртөх үед дараах үндсэн үйл явцын үр дүнд өдөөгдсөн төлөв үүснэ.

1) бодисын молекулыг цацрагаар шууд өдөөх (анхдагч өдөөлт),

2) ионуудыг саармагжуулах үед;

3) энерги нь матрицын (эсвэл уусгагчийн) өдөөгдсөн молекулуудаас нэмэлт (эсвэл ууссан) молекул руу шилжих үед

4) нэмэлт эсвэл ууссан бодисын молекулуудын өдөөлт багатай электронуудтай харилцан үйлчлэх үед.

Ионууд.Ионжуулалтын процесс нь цацрагийн химийн шинжлэх ухаанд чухал үүрэг гүйцэтгэдэг. Дүрмээр бол тэдгээр нь бодис шингэсэн ионжуулагч цацрагийн энергийн талаас илүү хувийг зарцуулдаг.

Өнөөдрийг хүртэл иончлолын үйл явцын онцлог, эерэг ионуудын электрон бүтэц, тэдгээрийн тогтвортой байдал, алга болох зам гэх мэт фотоэлектрон спектроскопи ба масс спектрометрийн аргуудыг ашиглан өргөн хүрээтэй материалыг хуримтлуулсан.

Ионжуулалтын явцад эерэг ионууд үүсдэг. Шууд иончлол ба автоионжуулалтын хооронд ялгаа бий. Шууд иончлолыг дараах ерөнхий тэгшитгэлээр илэрхийлнэ (М нь цацрагийн бодисын молекул):

M+ ионыг ихэвчлэн эх эерэг ион гэж нэрлэдэг. Эдгээрт жишээлбэл, ус, аммиак, метанолын радиолизийн явцад үүсдэг H 2 0 +, NH 3 ба CH 3 OH + зэрэг орно.

Электронууд. Өмнө дурьдсанчлан, иончлолын явцад хоёрдогч электронууд эерэг ионуудтай хамт үүсдэг. Эдгээр электронууд эрчим хүчээ янз бүрийн процессуудад (иончлох, өдөөх, диполь сулрах, молекулын чичиргээг өдөөх гэх мэт) зарцуулсны дараа дулаан болдог. Сүүлийнх нь янз бүрийн химийн болон физик-химийн процессуудад оролцдог бөгөөд тэдгээрийн төрөл нь хүрээлэн буй орчны шинж чанараас хамаардаг. Мөн тодорхой нөхцөлд химийн болон физик-химийн зарим процессуудад (нэмэлт молекулыг өдөөх, барьж авах урвал гэх мэт) дутуу өдөөгдсөн электронууд оролцдог гэдгийг бид онцолж байна.

Ууссан электронууд.Шингэний хувьд урвалд ордоггүй эсвэл электронуудын хувьд муу урвалд ордог (ус, спирт, аммиак, амин, эфир, нүүрсустөрөгч гэх мэт) электронууд удааширсны дараа орчинд баригдаж, уусдаг (усанд - гидратжсан) болдог. ). Электрон нь илүүдэл энергитэй хэвээр байх үед (1 эВ-ээс бага) барьж эхлэх боломжтой. Уусгах үйл явц нь уусгагчийн шинж чанараас хамаардаг бөгөөд жишээлбэл, туйлт ба туйлтгүй шингэний хувьд эрс ялгаатай байдаг.

Чөлөөт радикалууд.Бараг бүх системийн радиолизийн үед чөлөөт радикалууд завсрын бүтээгдэхүүн болж гарч ирдэг. Үүнд химийн холбоо үүсгэх чадвартай нэг буюу хэд хэдэн хосгүй электронтой атом, молекул, ионууд орно.

Хослогдоогүй электрон байгаа нь ихэвчлэн чөлөөт радикалын химийн томьёоны цэгээр (ихэнхдээ ийм электронтой атомын дээгүүр) тэмдэглэгдсэн байдаг. Жишээлбэл, метилийн чөлөөт радикал нь CH 3 юм - Дүрмээр бол энгийн чөлөөт радикалууд (H, C1, OH гэх мэт) тохиолдолд цэгүүдийг байрлуулдаггүй. Ихэнхдээ "чөлөөт" гэсэн үгийг орхигдуулдаг бөгөөд эдгээр хэсгүүдийг радикалууд гэж нэрлэдэг. Цэнэгтэй радикалуудыг радикал ион гэж нэрлэдэг. Хэрэв цэнэг сөрөг байвал энэ нь радикал анион юм; Хэрэв цэнэг эерэг бол энэ нь радикал катион болно. Мэдээжийн хэрэг, ууссан электроныг хамгийн энгийн радикал анион гэж үзэж болно.

Радиолизийн үед чөлөөт радикалуудын урьдал бодисууд нь ион ба өдөөгдсөн молекулууд юм. Тэдний үүсэх гол үйл явц нь дараах байдалтай байна.

1) радикал ионууд болон цахилгаан саармаг молекулуудтай холбоотой ион-молекулын урвалууд

2) эерэг радикал ионы хуваагдал, чөлөөт радикал ба тэгш тооны хос электронтой ион үүсэх.

3) цахилгаан саармаг молекул эсвэл хосолсон электронтой ион руу электроныг энгийн буюу диссоциатив нэмэх;

4) өдөөгдсөн молекулыг хоёр чөлөөт радикал болгон задлах (төрөл урвал);

5) өдөөгдсөн хэсгүүдийн бусад молекулуудтай хийх урвал (жишээлбэл, цэнэг эсвэл устөрөгчийн атомыг шилжүүлэх урвал).

Цацраг идэвхт бодисыг нээсэн нь зөвхөн атомууд төдийгүй тэдгээрийн цөмийн бүтцийн нарийн төвөгтэй байдлыг баталсан. 1903 онд Э.Рутерфорд, Ф.Содди нар цацраг идэвхт задралын онолыг дэвшүүлсэн нь атомын бүтцийн талаарх хуучин үзлийг үндсээр нь өөрчилсөн юм. Энэ онолын дагуу цацраг идэвхт элементүүд нь аяндаа задарч, α- эсвэл β- бөөмсийг ялгаруулж, химийн хувьд анхныхаасаа ялгаатай шинэ элементийн атомуудыг үүсгэдэг. Үүний зэрэгцээ анхны атом болон задралын үр дүнд үүссэн атомуудын массын тогтвортой байдал хадгалагдана. Э.Резерфорд 1919 онд анх удаа бөөмийн зохиомол хувирлыг судалсан. Азотын атомыг α тоосонцороор бөмбөгдөх үед тэрээр устөрөгчийн атомын цөм (протон) ба хүчилтөрөгчийн нуклидын атомыг тусгаарлав. Ийм хувиргалтыг цөмийн урвал гэж нэрлэдэг, учир нь нэг элементийн атомын цөмөөс бусад элементийн атомын цөмийг олж авдаг. Цөмийн урвалыг тэгшитгэл ашиглан бичдэг. Тиймээс дээр дурдсан цөмийн урвалыг дараах байдлаар бичиж болно.

Цацраг идэвхт байдлын үзэгдлийг изотопын тухай ойлголтыг ашиглан тодорхойлж болно: цацраг идэвхит байдал нь нэг химийн элементийн атомын тогтворгүй цөмийг өөр элементийн атомын цөм болгон хувиргах бөгөөд энэ нь энгийн хэсгүүдийн ялгаралт дагалддаг. Байгальд байдаг элементийн изотопоор илрэх цацраг идэвхт бодисыг байгалийн цацраг идэвхит гэж нэрлэдэг. Янз бүрийн изотопуудын хувьд цацраг идэвхт хувирлын хурд өөр өөр байдаг. Энэ нь цацраг идэвхт задралын тогтмол үзүүлэлтээр тодорхойлогддог бөгөөд энэ нь 1 секундэд цацраг идэвхт нуклидын хэдэн атом задрахыг харуулдаг. Нэгж хугацаанд задрах цацраг идэвхт цөмийн атомын тоо нь түүний атомын нийт тоотой пропорциональ бөгөөд цацраг идэвхт задралын тогтмолын утгаас хамаардаг болохыг тогтоосон. Жишээлбэл, хэрэв тодорхой хугацаанд цацраг идэвхт нуклидын нийт атомын тал хувь нь задарсан бол дараагийн ийм хугацаанд үлдсэн хагас нь, өөрөөр хэлбэл өмнөх үеийнхээс хоёр дахин бага байх болно.

Цацраг идэвхт нуклидын ашиглалтын хугацаа нь түүний хагас задралын хугацаа, өөрөөр хэлбэл энэ нуклидын анхны хэмжээний тал хувь нь задрах хугацаанд тодорхойлогддог. Жишээлбэл, Радоны хагас задралын хугацаа 3.85 хоног, Ради - 1620 жил, Уран - 4.5 тэрбум жил байна. Цацраг идэвхт хувирлын дараах төрлүүд мэдэгдэж байна: α-задрал, β-задрал, аяндаа (санаагүйгээр) цөмийн задрал. Эдгээр төрлийн цацраг идэвхт хувиргалт нь α-бөөм, электрон, позитрон, γ-туяа ялгардаг. α-задралын явцад цацраг идэвхт элементийн атомын цөм нь гелий атомын цөмийг ялгаруулж, үүний үр дүнд анхны цацраг идэвхт элементийн атомын цөмийн цэнэг хоёр нэгжээр буурч, массын тоо дөрөв. Жишээлбэл, Радийн атомыг Радон атом болгон хувиргах нь тэгшитгэлээр бичиж болно

Электрон, позитрон ялгарах, тойрог замын электрон оруулах зэрэг β-задралын цөмийн урвалыг мөн тэгшитгэлээр бичиж болно.

энд e нь электрон; hν - γ-цацрагийн квант; ν o - антинейтрино (амралын масс ба цэнэг нь тэгтэй тэнцүү энгийн бөөмс).

β задралын боломж нь орчин үеийн үзэл баримтлалын дагуу нейтрон нь тодорхой нөхцөлд протон болж хувирч, электрон ба антинейтрино ялгаруулж чаддагтай холбоотой юм. Протон ба нейтрон нь ижил цөмийн бөөмийн хоёр төлөв - нуклон юм. Энэ үйл явцыг диаграмаар дүрсэлж болно

Нейтрон -> Протон + Электрон + Антинейтрино

Цацраг идэвхт элементийн атомуудын бета задралын үед атомын цөмд багтдаг нейтронуудын нэг нь электрон ба антинейтрино ялгаруулж протон болж хувирдаг. Энэ тохиолдолд цөмийн эерэг цэнэг нэгээр нэмэгддэг. Энэ төрлийн цацраг идэвхт задралыг электрон задрал (β - задрал) гэж нэрлэдэг. Тэгэхээр цацраг идэвхт элементийн атомын цөм нь нэг α-бөөм ялгаруулж байвал үр дүнд нь протоны хоёр нэгжээр бага шинэ элементийн атомын цөм, β-бөөм ялгарах үед Анхны атомаас 1-р их протонтой шинэ атомыг олж авна. Энэ бол Содди-Фажаныг нүүлгэн шилжүүлэх хуулийн мөн чанар юм. Зарим тогтворгүй изотопуудын атомын цөм нь +1 эерэг цэнэгтэй, электроны масстай ойролцоо масстай бөөмсийг ялгаруулж чаддаг. Энэ бөөмсийг позитрон гэж нэрлэдэг. Тиймээс протоныг нейтрон болгон хувиргах боломжит диаграммын дагуу:

Протон → Нейтрон + Позитрон + Нейтрино

Протоныг нейтрон болгон хувиргах нь цөм дэх протоны илүүдэл агууламжаас болж тогтворгүй байдал үүссэн тохиолдолд л ажиглагддаг. Дараа нь протонуудын нэг нь нейтрон болж хувирдаг бөгөөд энэ тохиолдолд үүссэн позитрон ба нейтрино нь цөмийн хилээс гадагш нисдэг; цөмийн цэнэг нэгээр багасна. Энэ төрлийн цацраг идэвхт задралыг позитроны задрал (β+-задрал) гэж нэрлэдэг. Тиймээс цацраг идэвхт элементийн атомын цөмийн β задралын улмаас нэг газар баруун тийш (β задрал) эсвэл зүүн тийш (β+ задрал) шилжсэн элементийн атомыг олж авдаг. анхны цацраг идэвхт элемент. Цацраг идэвхт атомын цөмийн цэнэг нэгээр буурах нь зөвхөн β+ задралаас гадна электрон чирэгдэлтээс үүдэлтэй байж болох бөгөөд үүний үр дүнд цөмд хамгийн ойр байгаа электрон бөмбөлгийн электронуудын нэг нь цөмд баригддаг. . Цөмийн аль нэг протонтой энэ электрон нь нейтрон үүсгэдэг: e - + p → n

Атомын цөмийн бүтцийн онолыг XX зууны 30-аад онд боловсруулсан. Украины эрдэмтэд Д.Д. Иваненко, Е.М. Гапон, түүнчлэн Германы эрдэмтэн В.Гейзенберг. Энэ онолын дагуу атомын цөм нь эерэг цэнэгтэй протон ба цахилгаан саармаг нейтронуудаас бүрддэг. Эдгээр энгийн хэсгүүдийн харьцангуй масс нь бараг ижил байна (протоны масс 1.00728, нейтроны масс 1.00866). Протон ба нейтрон (нуклон) нь маш хүчтэй цөмийн хүчний нөлөөгөөр цөмд агуулагддаг. Цөмийн хүч нь маш бага зайд - 10-15 м-ийн дарааллаар ажилладаг.

Протон ба нейтроноос цөм үүсэх үед ялгардаг энергийг цөмийн холболтын энерги гэж нэрлэдэг бөгөөд түүний тогтвортой байдлыг тодорхойлдог.



Атомын соронзон шинж чанар

Электрон өөрийн гэсэн шинж чанартай байдаг соронзон момент, энэ нь хэрэглэсэн соронзон оронтой параллель эсвэл эсрэг чиглэлд квантлагдсан байна. Хэрэв ижил тойрог замыг эзэлдэг хоёр электрон нь эсрэг чиглэлтэй спинтэй бол (Паули зарчмын дагуу) тэд бие биенээ хүчингүй болгодог. Энэ тохиолдолд бид электронууд гэж хэлдэг хосолсон. Зөвхөн хос электронтой атомууд соронзон орны гадна талд түлхэгдэнэ. Ийм атомуудыг нэрлэдэг диамагнит. Нэг буюу хэд хэдэн хосгүй электронтой атомууд соронзон орон руу татагддаг. Οʜᴎ-г диамагнит гэж нэрлэдэг.

Соронзон оронтой атомын харилцан үйлчлэлийн эрчмийг тодорхойлдог атомын соронзон момент нь хосгүй электронуудын тоотой бараг пропорциональ байдаг.

Янз бүрийн элементийн атомын электрон бүтцийн онцлог нь иончлолын энерги, электроны хамаарал зэрэг энергийн шинж чанарт тусгагдсан байдаг.

Атомын иончлолын энерги (потенциал). Э битэгшитгэлийн дагуу атомаас электроныг хязгааргүйд хүргэхэд шаардагдах хамгийн бага энерги юм

X = X + + д −

Түүний утгууд нь үечилсэн системийн бүх элементийн атомуудад мэдэгддэг. Жишээлбэл, устөрөгчийн атомын иончлолын энерги нь 1-ээс электрон шилжилттэй тохирч байна с-энергийн дэд түвшин (−1312.1 кЖ/моль) тэг энергитэй дэд түвшинд хүрэх ба +1312.1 кЖ/моль-тэй тэнцүү байна.

Нэг атомын электроныг зайлуулахтай холбоотой анхны иончлолын потенциалын өөрчлөлтөд үе үе нь атомын тоо нэмэгдэхэд тодорхой илэрхийлэгддэг.

Зураг 13

Тодорхой хугацаанд зүүнээс баруун тийш шилжих үед иончлолын энерги нь ерөнхийдөө бүлгийн доторх атомын тоо нэмэгдэх тусам аажмаар нэмэгддэг. Шүлтлэг металууд нь хамгийн бага анхны иончлолын потенциалтай, харин язгуур хий хамгийн их байдаг.

Нэг атомын хувьд электроныг эерэг цэнэгтэй ионоос салгах шаардлагатай байдаг тул хоёр дахь, гурав дахь болон дараагийн иончлолын энерги үргэлж нэмэгддэг. Жишээлбэл, литийн атомын хувьд нэг, хоёр, гурав дахь иончлолын энерги нь 520.3, 7298.1, 11814.9 кЖ/моль байна.

Электрон хийсвэрлэх дараалал нь ихэвчлэн хамгийн бага энергийн зарчмын дагуу тойрог замыг электроноор дүүргэх урвуу дараалал юм. Түүнээс гадна, хүн амтай элементүүд г-орбиталууд нь үл хамаарах зүйл юм - юуны түрүүнд тэд алдахгүй г-, А с- электронууд.

- Иончлолын энерги

Атомын соронзон шинж чанар Электрон нь өөрийн гэсэн соронзон моменттэй бөгөөд түүнийг хэрэглэж буй соронзон оронтой параллель буюу эсрэг чиглэлд квантдаг. Нэг орбиталийг эзэлдэг хоёр электрон нь эсрэгээрээ спинтэй бол... [дэлгэрэнгүй унших]

- Иончлолын энерги

Ионжуулалтын процессыг схемээр илэрхийлнэ: E - n En+.

Түүнээс гадна ионжуулалт олон удаа тохиолдож болно. Атомын ионжилт нь атомын электроноо өгч исэлдэлтэнд орох чадварыг тодорхойлдог. Энэ шинж чанар (Эионжуулалт) нь химийн бондын шинж чанар, бат бөх чанарыг тодорхойлдог.

Үйл явц... [дэлгэрэнгүй унших]

- Атомын иончлолын энерги.

Атомын шинж чанар.

Өөрийгөө баталгаажуулах цахилгаан хангамж Ионуудад задардаггүй, цахилгаан гүйдэл дамжуулдаггүй яриаг электролит бус гэж нэрлэдэг.

Электролит ба электролит бус ижил үгс задрах юм уу хайлах юм шиг... [дэлгэрэнгүй унших]

- Элементүүдийн атомын шинж чанарын өөрчлөлтийн үечилсэн шинж чанар: радиус, иончлолын энерги, электрон ойрын энерги, харьцангуй цахилгаан сөрөг байдал.

Атом дахь электроны энергийн шинж чанарыг тодорхойлохын тулд үндсэн, хоёрдогч, соронзон, спин квант тоо гэсэн дөрвөн квант тооны утгыг зааж өгөх шаардлагатай. Тэдгээрийг тусад нь авч үзье.

Боломжтой хосгүй электронуудын улмаас нүүрстөрөгчийн атом нь хоёр ковалент холбоо үүсгэж болно. Үүний зэрэгцээ нүүрстөрөгч нь түүний атом бүр нь хөрш зэргэлдээх атомуудтай дөрвөн ковалент холбоогоор холбогдсон нэгдлээр тодорхойлогддог (жишээлбэл, гэх мэт). Энэ нь тодорхой хэмжээний энерги зарцуулснаар атом дахь электронуудын аль нэг нь дэд түвшинд шилжиж, атом нь өдөөгдсөн төлөвт шилжиж, хосгүй тоогоор явагддаг тул боломжтой болж байна электронууд нэмэгддэг. Электронуудын "хослол" дагалддаг ийм өдөөх үйл явцыг элементийн тэмдгийн хажууд одоор тэмдэглэсэн дараах диаграмаар дүрсэлж болно.

Нүүрстөрөгчийн атомын гаднах электрон давхаргад одоо дөрвөн хосгүй электрон байна; тиймээс өдөөгдсөн нүүрстөрөгчийн атом нь дөрвөн ковалент холбоо үүсэхэд оролцож болно. Энэ тохиолдолд үүссэн ковалент бондын тоо нэмэгдэх нь атомыг өдөөгдсөн төлөвт шилжүүлэхэд зарцуулснаас илүү их энерги ялгаруулж дагалддаг.

Хэрэв атомын өдөөлт нь хосгүй электронуудын тоог нэмэгдүүлэхэд хүргэдэг бол маш их хэмжээний эрчим хүчний зардалтай холбоотой бол эдгээр зардлыг шинэ холбоо үүсэх эрчим хүчээр нөхөхгүй; Дараа нь ийм үйл явц бүхэлдээ эрчим хүчний хувьд тааламжгүй болж хувирдаг. Тиймээс хүчилтөрөгч ба фторын атомууд гаднах электрон давхаргад чөлөөт орбиталгүй байдаг.

Энд хосгүй электронуудын тоог нэмэгдүүлэх нь зөвхөн нэг электроныг дараагийн энергийн түвшинд, өөрөөр хэлбэл төлөв рүү шилжүүлэх замаар л боломжтой юм. Гэсэн хэдий ч ийм шилжилт нь маш их хэмжээний эрчим хүчний зарцуулалттай холбоотой бөгөөд энэ нь шинэ бонд үүсэх үед ялгардаг эрчим хүчээр хангагддаггүй. Иймээс хосгүй электронуудын улмаас хүчилтөрөгчийн атом нь хоёроос илүүгүй ковалент холбоо, фторын атом нь зөвхөн нэгийг үүсгэж болно. Үнэн хэрэгтээ эдгээр элементүүд нь хүчилтөрөгчийн хувьд хоёр, фторын хувьд нэгтэй тэнцэх тогтмол ковалентаар тодорхойлогддог.

Гурав дахь болон дараагийн үеийн элементүүдийн атомууд нь гаднах электрон давхаргад - дэд түвшинтэй байдаг бөгөөд өдөөх үед гаднах давхаргын s ба p-электронууд шилжиж болно. Тиймээс энд хосгүй электронуудын тоог нэмэгдүүлэх нэмэлт боломжууд гарч ирдэг. Тиймээс, өдөөгдөөгүй төлөвт нэг хосгүй электронтой хлорын атом,

тодорхой энерги зарцуулснаар гурав, тав, долоон хосгүй электроноор тодорхойлогддог өдөөгдсөн төлөвт шилжих боломжтой;

Тиймээс фторын атомаас ялгаатай нь хлорын атом нь зөвхөн нэг төдийгүй гурав, тав, долоон ковалент холбоо үүсэхэд оролцдог. Тиймээс хлорт хүчилд хлорын ковалент байдал гурав, перхлорт хүчилд тав, хлорт хүчилд долоо байна. Үүний нэгэн адил, хүхрийн атом нь эзэлдэггүй дэд түвшинтэй, дөрвөөс зургаан хосгүй электроноор өдөөгдсөн төлөвт орж, хүчилтөрөгч шиг хоёр төдийгүй дөрөв, зургаан ковалент холбоо үүсэхэд оролцдог. Энэ нь хүхрийн дөрвөөс зургаан ковалент шинж чанартай нэгдлүүд байдгийг тайлбарлаж болох юм.

Ихэнх тохиолдолд ковалент холбоо нь атомын гадаад электрон талбарт байгаа хосолсон электронуудын улмаас үүсдэг. Жишээлбэл, аммиакийн молекулын электрон бүтцийг авч үзье.

Энд цэгүүд нь анх азотын атомд харьяалагдаж байсан электронуудыг, загалмай нь устөрөгчийн атомд анх харьяалагдаж байсан электронуудыг заана. Азотын атомын гаднах найман электроны зургаа нь гурван ковалент холбоо үүсгэдэг ба азотын атом ба устөрөгчийн атомуудад нийтлэг байдаг. Харин хоёр электрон нь зөвхөн азотод хамаарах ба дан электрон хос үүсгэдэг. Хэрэв энэ атомын гаднах электрон давхаргад чөлөөт тойрог байгаа бол ийм хос электрон нь өөр атомтай ковалент холбоо үүсгэхэд оролцож болно. Дүүргээгүй -орбитал нь жишээлбэл, ерөнхийдөө электронгүй устөрөгчийн бусд байдаг.

Тиймээс молекул нь устөрөгчийн ионтой харилцан үйлчлэх үед тэдгээрийн хооронд ковалент холбоо үүсдэг; Азотын атом дээрх ганц хос электронууд хоёр атомын хооронд хуваагдаж, аммонийн ион үүснэ.

Энд анх нэг атомд (электрон хос донор) харьяалагддаг хос электрон (электрон хос), өөр атомын чөлөөт тойрог зам (электрон хос хүлээн авагч) зэргээс болж ковалент холбоо үүссэн.

Ковалентын холбоо үүсгэх энэ аргыг донор хүлээн авагч гэж нэрлэдэг. Харгалзан үзэх жишээнд электрон хос донор нь азотын атом, хүлээн авагч нь устөрөгчийн атом юм.

Аммонийн ион дахь дөрвөн холбоо нь бүх талаараа тэнцүү болохыг туршлагаар тогтоосон. Үүнээс үзэхэд донор-хүлээн авагчийн аргаар үүссэн холбоо нь харилцан үйлчлэгч атомуудын хосгүй электронуудын үүсгэсэн ковалент холбооноос шинж чанараараа ялгаатай биш юм.

Донор-хүлээн авагч хэлбэрээр үүссэн бондуудын өөр нэг жишээ бол азотын ислийн молекул юм.

Өмнө нь энэ нэгдлийн бүтцийн томъёог дараах байдлаар дүрсэлсэн байдаг.

Энэ томьёоны дагуу төв азотын атом нь хөрш зэргэлдээх атомуудтай таван ковалент холбоогоор холбогддог тул түүний гаднах электрон давхарга нь арван электрон (таван электрон хос) агуулдаг. Гэхдээ ийм дүгнэлт нь азотын атомын электрон бүтэцтэй зөрчилдөж байна, учир нь түүний гаднах L давхарга нь зөвхөн дөрвөн орбиталь (нэг s- ба гурван p-орбиталь) агуулдаг бөгөөд наймаас илүү электроныг багтааж чадахгүй. Тиймээс өгөгдсөн бүтцийн томъёог зөв гэж үзэх боломжгүй.

Азотын ислийн электрон бүтцийг авч үзье, бие даасан атомуудын электронууд ээлжлэн цэг эсвэл загалмайгаар тэмдэглэгдэх болно. Хослогдоогүй хоёр электронтой хүчилтөрөгчийн атом нь төв азотын атомтай хоёр ковалент холбоо үүсгэдэг.

Төв азотын атом дээр хосгүй электрон үлддэг тул сүүлийнх нь азотын хоёр дахь атомтай ковалент холбоо үүсгэдэг.

Ийнхүү хүчилтөрөгчийн атом ба төв азотын атомын гаднах электрон давхаргууд дүүрдэг: энд тогтвортой найман электрон бүтэц үүсдэг. Гэхдээ хамгийн гаднах азотын атомын хамгийн гаднах электрон давхаргад ердөө зургаан электрон байдаг; Энэ атом нь өөр электрон хосын хүлээн авагч байж болно. Түүнтэй зэргэлдээ орших төв азотын атом нь дан электрон хостой бөгөөд донорын үүрэг гүйцэтгэдэг.

Энэ нь донор хүлээн авагчийн аргаар азотын атомуудын хооронд өөр нэг ковалент холбоо үүсэхэд хүргэдэг.

Одоо молекулыг бүрдүүлдэг гурван атом бүр гаднах давхаргын тогтвортой найман электрон бүтэцтэй. Хэрэв донор-хүлээн авагчийн аргаар үүссэн ковалент холбоог уламжлал ёсоор донор атомаас хүлээн авагч атом руу чиглэсэн сумаар зааж өгсөн бол азотын ислийн (I) бүтцийн томъёог дараах байдлаар илэрхийлж болно.

Тиймээс азотын исэлд төв азотын атомын ковалент нь дөрөв, хамгийн гаднах нь хоёр байна.

Үзсэн жишээнүүд нь атомуудад ковалент холбоо үүсгэх олон янзын боломж байгааг харуулж байна. Сүүлийнх нь өдөөгдөөгүй атомын хосгүй электронуудын улмаас, мөн атомын өдөөлтөөс ("хос электрон хосууд") үүссэн хосгүй электронуудаас болж, эцэст нь донор-хүлээн авагчийн аргаар үүсч болно. Гэсэн хэдий ч тухайн атомын үүсгэж болох ковалент бондын нийт тоо хязгаарлагдмал байдаг. Энэ нь валентын орбиталуудын нийт тоогоор тодорхойлогддог, өөрөөр хэлбэл ковалент холбоо үүсгэхэд ашиглах нь энергийн хувьд таатай байдаг орбиталууд юм. Квантын механик тооцоолол нь ижил төстэй орбиталууд нь гаднах электрон давхаргын s- ба p-орбиталууд болон өмнөх давхаргын -орбиталууд; зарим тохиолдолд бид хлор ба хүхрийн атомын жишээн дээр үзсэнчлэн гадна давхаргын орбиталуудыг валентын орбитал болгон ашиглаж болно.

Хоёр дахь үеийн бүх элементийн атомууд гадаад электрон давхаргад дөрвөн орбиталтай, өмнөх давхаргад - орбитал байхгүй. Иймээс эдгээр атомуудын валентын орбиталууд нь 8-аас илүүгүй электроныг багтааж чаддаг. Энэ нь хоёр дахь үеийн элементүүдийн хамгийн их ковалент нь дөрөв байна гэсэн үг юм.

Гурав дахь болон дараагийн үеийн элементүүдийн атомууд нь ковалент холбоо үүсгэхийн тулд зөвхөн s- ба орбиталууд төдийгүй - орбиталуудыг ашиглаж болно. Гадаад электрон давхаргын s- ба p-орбиталууд болон өмнөх давхаргын бүх таван -орбиталууд ковалент холбоо үүсэхэд оролцдог элементүүдийн мэдэгдэж буй нэгдлүүд байдаг; ийм тохиолдолд харгалзах элементийн ковалент байдал есөн хүрдэг.

Хязгаарлагдмал тооны ковалент холбоо үүсэхэд атомуудын оролцох чадварыг ковалент бондын ханалт гэж нэрлэдэг.

Техникийн ерөнхий чиглэл, мэргэжлээр суралцаж буй оюутнуудад зориулсан лекц 3-р сэдэв 4
Техникийн ерөнхий чиглэл, мэргэжлээр суралцаж буй оюутнуудад зориулсан лекц 4-р сэдэв 5

Техникийн ерөнхий чиглэл, мэргэшлийн оюутнуудад зориулсан лекц II модуль. Урвалын хэв маяг
Техникийн ерөнхий чиглэл, мэргэжлээр суралцаж буй оюутнуудад зориулсан лекц 7-р сэдэв Химийн кинетикийн үндэс.
Техникийн ерөнхий чиглэл, мэргэжлээр суралцаж буй оюутнуудад зориулсан лекц Лекц 8 Сэдэв Химийн тэнцвэрт байдал Энэ сэдвээр та дараахь зүйлийг мэдэж, чадвартай байх шаардлагатай.
Багш нарт зориулсан өмнөх үг
Техникийн ерөнхий чиглэл, мэргэшлийн оюутнуудад зориулсан лекц III модуль. Шийдэл ба цахилгаан химийн процессууд

7. Хосолсон ба хосгүй электронууд

Орбиталуудыг хосоор дүүргэдэг электронуудыг нэрлэдэг хосолсон,ба дан электронууд гэж нэрлэдэг хосгүй. Хослогдоогүй электронууд нь атом болон бусад атомуудын хоорондох химийн холбоог хангадаг. Хослогдоогүй электрон байгаа эсэхийг соронзон шинж чанарыг судлах замаар туршилтаар тогтооно. Хослогдоогүй электронтой бодисууд парамагнит(тэдгээр нь энгийн соронзон шиг электрон эргэлтүүдийн гадаад соронзон оронтой харилцан үйлчлэлийн улмаас соронзон орон руу татагддаг). Зөвхөн хос электронтой бодисууд диамагнит(гадаад соронзон орон нь тэдэнд нөлөөлөхгүй). Хослогдоогүй электронууд нь зөвхөн атомын гаднах энергийн түвшинд байдаг бөгөөд тэдгээрийн тоог түүний электрон график диаграмаас тодорхойлж болно.

Жишээ 4.Хүхрийн атом дахь хосгүй электронуудын тоог тодорхойл.

Шийдэл.Хүхрийн атомын дугаар нь Z = 16 тул элементийн бүрэн электрон томъёо нь: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4. Гадаад электронуудын цахим график диаграмм нь дараах байдалтай байна (Зураг 11).

Цагаан будаа. 11. Хүхрийн атомын валентийн электронуудын электрон график диаграм

Электрон график диаграмаас харахад хүхрийн атом нь хосгүй хоёр электронтой байна.

8. Электроны алдагдал

Бүх дэд түвшний электронууд (s 2, p 6, d 10, f 14) бүрэн дүүрэн байх үед тогтвортой байдал нэмэгдэж, p, d, f дэд түвшин, мөн хагасаар дүүрсэн үед, өөрөөр хэлбэл. p 3, d 5, f 7. d 4 , f 6 ба f 13 мужууд эсрэгээрээ тогтвортой байдлыг бууруулсан. Үүнтэй холбогдуулан зарим элементүүд гэж нэрлэгддэг зүйлийг харуулдаг гулсахэлектрон, тогтвортой байдал нэмэгдсэн дэд түвшин үүсэхийг дэмждэг.

Жишээ 5.Хромын атомын 3d дэд түвшин яагаад электроноор дүүрсэн байхад 4s дэд түвшин бүрэн дүүрээгүй байгааг тайлбарлана уу? Хромын атомд хэдэн хосгүй электрон байдаг вэ?

Шийдэл.Хромын атомын дугаар Z = 24, электрон томъёо: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5. Электрон нь 4s-ээс 3d дэд түвшинд үсрэх бөгөөд энэ нь илүү тогтвортой 3d 5 төлөв үүсэхийг баталгаажуулдаг. Гадаад электронуудын электрон график диаграмаас (Зураг 12) хромын атом зургаан хосгүй электронтой байна.

Цагаан будаа. 12. Хромын атомын валентийн электронуудын электрон график диаграм

9. Цахим томьёо товчилсон

Химийн элементүүдийн электрон томъёог товчилсон хэлбэрээр бичиж болно. Энэ тохиолдолд электрон томьёоны өмнөх хийн атомын тогтвортой электрон бүрхүүлд тохирох хэсгийг дөрвөлжин хаалтанд энэ элементийн тэмдэгээр солино (атомын энэ хэсгийг гэж нэрлэдэг). араг ясатом), үлдсэн томьёо нь ердийн хэлбэрээр бичигдсэн байдаг. Үүний үр дүнд цахим томьёо товчхон болох боловч мэдээллийн агуулга нь үүнээс буурахгүй байна.

Жишээ 6.Кали, цирконы товчилсон электрон томъёог бичнэ үү.

Шийдэл.Калийн атомын дугаар Z = 19, бүрэн электрон томъёо: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1, өмнөх сайн хий нь аргон, товчилсон электрон томъёо: 4s 1.

Цирконийн атомын дугаар Z = 40, бүрэн электрон томьёо: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 2, өмнөх сайн хий нь криптон, товчилсон электрон томъёо: 5s 2 42.

10. Химийн элементүүдийн гэр бүл

Атомын аль энергийн дэд түвшин хамгийн сүүлд электроноор дүүрсэнээс хамаарч элементүүдийг дөрвөн бүлэгт хуваадаг. Тогтмол хүснэгтэд янз бүрийн гэр бүлийн элементүүдийн тэмдэглэгээг өөр өөр өнгөөр ​​тодруулсан.

1. s-Элементүүд: эдгээр элементийн атомуудад ns-дэд түвшин нь хамгийн сүүлд электроноор дүүрдэг;

2. p-элементүүд: хамгийн сүүлд электроноор дүүрсэн нь np дэд түвшин;

3. d-элементүүд: хамгийн сүүлд электроноор дүүрсэн нь (n – 1)d-дэд түвшин;

4. f-элементүүд: хамгийн сүүлд электроноор дүүрсэн нь (n – 2) f-дэд түвшин юм.

Жишээ 7.Атомын электрон томьёог ашиглан стронций (z = 38), циркони (z = 40), хар тугалга (z = 82), самари (z = 62) химийн элементүүдийн аль бүлгийг тодорхойлох.

Шийдэл.Бид эдгээр элементүүдийн товчилсон электрон томъёог бичдэг

Sr: 5s 2; Zr: 5s 2 4d 2; Pb: 6s 2 4f 14 5d 10 6p 2; Sm: 6s 2 4f 6,

Үүнээс элементүүд нь s (Sr), p (Pb), d (Zr) ба f (Sm) гэр бүлд хамаарах нь тодорхой байна.

11. Валент электронууд

Тухайн элементийн нэгдлүүдийн бусад элементүүдтэй химийн холбоог хангана валентын электронууд. Валентийн электронууд нь тодорхой гэр бүлд хамаарах элементүүдээр тодорхойлогддог. Тиймээс s-элементүүдийн хувьд валентийн электронууд нь гадаад s-дэд түвшний электронууд, р-элементүүдийн хувьд - гаднах s ба р-ийн дэд түвшний электронууд бөгөөд d-элементүүдийн хувьд валентийн электронууд нь гадаад s-дэд түвшний болон өмнөх гадаад d-дэд түвшин. f-элементүүдийн валентийн электронуудын тухай асуудал тодорхой шийдэгдээгүй байна.

Жишээ 8.Хөнгөн цагаан ба ванадийн атом дахь валентийн электронуудын тоог тодорхойл.

Шийдэл. 1) Хөнгөн цагааны товчилсон электрон томъёо (z = 13): 3s 2 3p 1. Хөнгөн цагаан нь p-элементүүдийн гэр бүлд хамаардаг тул түүний атом нь гурван валентийн электронтой (3s 2 3p 1).

2) Ванадийн электрон томьёо (z = 23): 4s 2 3d 3. Ванади нь d элементийн гэр бүлд хамаардаг тул түүний атом нь таван валентийн электронтой (4s 2 3d 3).

12. Атомын бүтэц, үелэх систем

12.1. Тогтмол хуулийн нээлт

Бодисын бүтцийн орчин үеийн судалгаа, химийн бодисын олон янз байдал, шинэ элементүүдийн нийлэгжилтийг судлах нь үечилсэн хууль, химийн элементүүдийн үечилсэн системд суурилдаг.

Элементүүдийн үелэх систем нь Оросын нэрт химич Д.И. Менделеев өөрийн нээсэн үелэх хуулинд үндэслэсэн. Тогтмол систем нь үечилсэн хуулийн график дүрслэл, түүний харааны илэрхийлэл юм.

Тухайн үед мэдэгдэж байсан 63 элементийн химийн болон физикийн шинж чанарыг шинжлэн, харьцуулан судалсны үр дүнд үелэх хуулийг Менделеев (1869) нээжээ. Түүний анхны найрлага:

Элементүүдийн шинж чанар, тэдгээрийн үүсгэсэн энгийн бөгөөд нарийн төвөгтэй бодисууд нь элементүүдийн атомын массаас үе үе хамааралтай байдаг.

Менделеев үечилсэн системийг боловсруулахдаа зарим мэдэгдэж байгаа боловч сайн судлагдаагүй элементүүдийн валент, атомын массыг тодруулж эсвэл засаж, есөн элементийн оршин тогтнохыг урьдчилан таамаглаж, тэдгээрийн гурвын (Ga, Ge, Sc) хүлээгдэж буй шинж чанарыг тодорхойлсон. Эдгээр элементүүдийг нээсэн (1875-1886) үечилсэн хууль нь бүх нийтээр хүлээн зөвшөөрөгдсөн бөгөөд химийн дараагийн бүх хөгжлийн үндэс суурь болсон.

Үелэх хуулийг нээж, үечилсэн системийг бий болгосноос хойш бараг 50 жилийн турш элементүүдийн шинж чанарын үечилсэн байдлын шалтгаан тодорхойгүй байв. Нэг бүлгийн элементүүд яагаад ижил валенттай, ижил найрлагатай хүчилтөрөгч, устөрөгчтэй нэгдлүүд үүсгэдэг, яагаад үе дэх элементүүдийн тоо ижил биш байдаг, яагаад үечилсэн системийн зарим газарт элементүүдийн зохион байгуулалт тодорхойгүй байсан. атомын массын өсөлттэй тохирохгүй байна (Ar - K, Co - Ni, Te - I). Энэ бүх асуултын хариуг атомын бүтцийг судалснаар олж авсан.

12.2. Тогтмол хуулийн тайлбар

1914 онд атомын цөмийн цэнэгийг тодорхойлсон (Г.Мозели) бөгөөд энэ нь тогтоогджээ. Элементүүдийн шинж чанарууд нь үе үе хамааралтай байдагэлементүүдийн атомын масс дээр биш, харин дээр тэдгээрийн атомын цөмийн эерэг цэнэг.Гэхдээ үечилсэн хуулийн томъёоллыг өөрчилсний дараа үечилсэн системийн хэлбэр үндсэндээ өөрчлөгдөөгүй, учир нь дээрх аргон - кали, кобальт - дарааллаас бусад элементүүдийн атомын масс нь атомуудын цэнэгтэй ижил дарааллаар нэмэгддэг. никель ба теллур - иод.

Элементийн тоо нэмэгдэхийн хэрээр цөмийн цэнэг нэмэгдэж байгаа шалтгаан нь тодорхой байна: атомын цөмд элементээс элемент рүү шилжих үед протоны тоо монотоноор нэмэгддэг. Гэхдээ атомын электрон бүрхүүлийн бүтэц нь үндсэн квант тооны утгыг дараалан нэмэгдүүлдэг. үе үе давтанаижил төстэй электрон давхаргыг шинэчлэх. Үүний зэрэгцээ шинэ электрон давхаргууд нь давтагдахаас гадна шинэ тойрог замууд гарч ирснээр илүү төвөгтэй болдог тул атомын гаднах бүрхүүл дэх электронуудын тоо, үе дэх элементүүдийн тоо нэмэгддэг.

Эхний үе:Зөвхөн нэг тойрог зам (1s орбитал) бүхий эхний энергийн түвшин электроноор дүүрч байгаа тул энэ хугацаанд устөрөгч (1s 1) ба гелий (1s 2) хоёр л элемент байдаг.

Хоёрдугаар үе:Хоёрдахь электрон давхарга (2s2p) дүүргэж байгаа бөгөөд эхний давхарга (2s) давтагдаж, илүү төвөгтэй болж байна (2p) - энэ хугацаанд 8 элемент байдаг: литигээс неон хүртэл.

Гурав дахь үе:гурав дахь электрон давхаргыг (3s3p) дүүргэж байгаа бөгөөд хоёр дахь давхаргыг давтаж, 3d дэд түвшин нь энэ давхаргад хамаарахгүй тул хүндрэл гарахгүй; Энэ хугацаанд мөн 8 элемент байдаг: натриас аргон хүртэл.

Дөрөвдүгээр үе:дөрөв дэх давхарга (4s3d4p) нь электроноор дүүрч байгаа бөгөөд энэ нь 3d дэд түвшний таван d-орбитал гарч ирэхтэй харьцуулахад илүү төвөгтэй байдаг тул энэ хугацаанд калиас криптон хүртэл 18 элемент байдаг.

Тав дахь үе:тав дахь давхарга (5s4d5p) нь электроноор дүүрсэн бөгөөд тэдгээрийн нарийн төвөгтэй байдал нь дөрөв дэх үетэй харьцуулахад байдаггүй тул тав дахь үе нь рубидиумаас ксенон хүртэл 18 элементтэй байдаг.

Зургаа дахь үе:Зургаа дахь давхарга (6s4f5d6p) дүүргэж байгаа бөгөөд 4f дэд түвшний долоон тойрог зам гарч ирснээс болж тав дахь давхаргаас илүү төвөгтэй байдаг тул зургаа дахь үед цезийээс радон хүртэл 32 элемент байдаг.

Долоо дахь үе:зургаа дахь давхаргатай адил долоо дахь давхарга (7s5f6d7p) нь электроноор дүүрсэн тул энэ хугацаанд 32 элемент байдаг: францаас атомын дугаар 118-тай элемент хүртэл, олж авсан боловч одоогоор нэр нь гараагүй байна.

Тиймээс атомын электрон бүрхүүл үүсэх зүй тогтол нь үелэх системийн үе дэх элементүүдийн тоог тайлбарладаг. Эдгээр хуулиудын мэдлэг нь үечилсэн систем, үе, бүлэг дэх химийн элементийн атомын дугаарын физик утгыг томъёолох боломжийг олгодог.

Атомын дугаар z элемент нь атомын цөмийн эерэг цэнэг нь цөм дэх протоны тоо, атомын электрон бүрхүүл дэх электронуудын тоотой тэнцүү байна.

Хугацаа атомууд нь ижил тооны энергийн түвшинтэй, хэсэгчлэн эсвэл бүрэн электроноор дүүрсэн химийн элементүүдийн хэвтээ дараалал юм..

Үеийн тоо нь атом дахь энергийн түвшний тоо, хамгийн их энергийн түвшний тоо, хамгийн их энергийн түвшний үндсэн квант тооны утгатай тэнцүү байна.

Бүлэг гэдэг нь ижил төрлийн атомын электрон бүтэцтэй, ижил тооны гадаад электрон, ижил хамгийн их валенттай, ижил төстэй химийн шинж чанартай элементүүдийн босоо дараалал юм.

Бүлгийн дугаар нь атом дахь гадаад электронуудын тоо, стехиометрийн валентийн хамгийн их утга ба нэгдлүүд дэх элементийн эерэг исэлдэлтийн төлөвийн хамгийн их утгатай тэнцүү байна. Бүлгийн дугаарыг ашиглан элементийн сөрөг исэлдэлтийн төлөвийн хамгийн их утгыг тодорхойлж болно: энэ нь 8 тоо ба элементийн байрлаж буй бүлгийн тоо хоёрын зөрүүтэй тэнцүү байна.

12.3. Тогтмол системийн үндсэн хэлбэрүүд

Тогтмол системийн 400 орчим хэлбэр байдаг боловч хамгийн түгээмэл хоёр нь урт (18 нүд) ба богино (8 нүд) юм.

IN урт(18 нүд) систем (энэ ангид болон лавлах номонд танилцуулсан) гурван богино хугацаа, дөрвөн урт хугацаатай. Богино үе (эхний, хоёр, гурав) нь зөвхөн s- ба p-элементүүдтэй тул 2 (эхний үе) эсвэл 8 элементтэй байна. Дөрөв ба тав дахь үед s ба p элементээс гадна 10 d элемент гарч ирдэг тул эдгээр үеүүд тус бүрдээ 18 элементийг агуулна. Зургаа, долдугаар үед f-элементүүд гарч ирдэг тул үе тус бүр 32 элементтэй байна. Гэхдээ f-элементүүдийг хүснэгтээс гаргаж аваад доор (хавсралт хэлбэрээр) хоёр мөрөнд харуулсан бөгөөд тэдгээрийн систем дэх байр суурийг одоор тэмдэглэв. Эхний эгнээнд лантаныг дагасан 14 f элемент орсон тул "лантанид" гэсэн нийтлэг нэртэй, хоёр дахь эгнээнд актиниумыг дагасан 14 f элемент агуулагдсан тул "актинид" гэсэн нийтлэг нэртэй байна. Тогтмол хүснэгтийн энэ хэлбэрийг бүх улс оронд ашиглахыг IUPAC зөвлөж байна.

IN богино(8 нүд) систем (энэ нь мөн энэ үзэгчид болон лавлах номонд байдаг), f-элементүүд нь хавсралтад багтсан бөгөөд тус бүр нь 18 элемент агуулсан том цэгүүд (4, 5, 6, 7-р) юм. f-элементүүд), 10:8 харьцаагаар хуваагдаж, хоёр дахь хэсгийг эхнийх нь доор байрлуулна. Тиймээс том хугацаа нь тус бүр хоёр эгнээ (мөр) -ээс бүрдэнэ. Энэ хувилбарт үечилсэн системд найман бүлэг байдаг бөгөөд тус бүр нь үндсэн болон хажуугийн дэд бүлгээс бүрдэнэ. Эхний болон хоёрдугаар бүлгийн үндсэн дэд бүлгүүдэд s-элементүүд, үлдсэн хэсэг нь p-элементүүдийг агуулдаг. Бүх бүлгийн хоёрдогч дэд бүлгүүдэд d-элементүүд байдаг. Үндсэн дэд бүлгүүд нь 7-8 элемент, хоёрдогч дэд бүлгүүд нь найм дахь бүлгээс бусад 4 элементийг агуулдаг бөгөөд үүнд хоёрдогч дэд бүлэг (VIII-B) нь есөн элементээс бүрддэг - гурван "гурвал".

Энэ системд дэд бүлгүүдийн элементүүд байдаг бүрэн цахим аналогууд. Нэг бүлгийн элементүүд, гэхдээ өөр дэд бүлгүүд нь мөн адил төстэй байдаг (тэдгээр нь ижил тооны гаднах электронтой байдаг), гэхдээ энэ аналоги нь бүрэн бус, учир нь Гадаад электронууд нь өөр өөр дэд түвшинд байдаг. Богино хэлбэр нь авсаархан тул хэрэглэхэд илүү тохиромжтой боловч урт системд байдаг атомын хэлбэр ба электрон бүтцийн хооронд нэг нэгээр нь харьцдаггүй.

Жишээ 9.Хлор ба манган яагаад нэг бүлэгт багтдаг боловч 8 эсийн үечилсэн системийн өөр өөр дэд бүлгүүдэд байдгийг тайлбарла.

Шийдэл.Хлорын электрон томъёо (атомын дугаар 17) нь 3s 2 3p 5, манганы (атомын дугаар 25) 4s 2 3d 5 байна. Хоёр элементийн атомууд нь долоон гадаад (валент) электронтой тул хлор нь нэг бүлэгт (долоо дахь), гэхдээ өөр дэд бүлэгт байдаг.
p-элемент, манган нь d-элемент юм.

12.4. Элементүүдийн үечилсэн шинж чанарууд

Үе үе нь атомын электрон бүрхүүлийн бүтцээр илэрхийлэгддэг тул электронуудын төлөв байдлаас хамаарах шинж чанарууд нь үечилсэн хуулинд сайн нийцдэг: атомын болон ионы радиус, иончлолын энерги, электроны хамаарал, электрон сөрөг чанар, элементийн валент. Гэхдээ энгийн бодис, нэгдлүүдийн найрлага, шинж чанар нь атомын электрон бүтцээс хамаардаг тул энгийн бодис, нэгдлүүдийн олон шинж чанарт үе үе ажиглагддаг: хайлах ба буцлах температур ба дулаан, химийн бондын урт ба энерги, электродын потенциал, стандарт. бодис үүсэх энтальпи ба энтропи г.м. Тогтмол хууль нь атом, элемент, энгийн бодис, нэгдлүүдийн 20 гаруй шинж чанарыг хамардаг.

1) Атом ба ионы радиус

Квант механикийн үзэж байгаагаар электрон нь атомын цөмийг тойрсон аль ч цэгт, түүнтэй ойр болон нэлээд зайд байрлаж болно. Тиймээс атомуудын хил хязгаар тодорхой бус, тодорхойгүй байдаг. Үүний зэрэгцээ квант механикт цөмийн эргэн тойронд электрон тархах магадлал, тойрог бүрийн электроны хамгийн их нягтын байрлалыг тооцдог.

Атомын тойрог замын радиус (ион)Энэ нь атомын (ион) хамгийн алслагдсан гадаад тойрог замын цөмөөс хамгийн их электрон нягт хүртэлх зай юм..

Тойрог замын радиус (тэдгээрийн утгыг лавлах номонд өгсөн) үе үе буурдаг, учир нь Атом (ион) дахь электронуудын тоо нэмэгдэх нь шинэ электрон давхаргууд үүсэхэд дагалддаггүй. Цөмийн цэнэг нэмэгдэж, электронуудын цөмд таталцал ихэссэнээр тодорхой хугацааны дараа дараагийн элемент бүрийн атом эсвэл ионы электрон бүрхүүл нь өмнөхтэй харьцуулахад илүү нягт болдог.

Бүлэг дэх тойрог замын радиус ихэсдэг тул Элемент бүрийн атом (ион) нь шинэ электрон давхарга үүссэнээрээ давуу талаасаа ялгаатай.

Таван хугацааны туршид тойрог замын атомын радиусын өөрчлөлтийг Зураг дээр үзүүлэв. 13, үүнээс хамаарал нь үечилсэн хуулийн шинж чанартай "хөрөө шүдтэй" хэлбэртэй болох нь тодорхой байна.

Цагаан будаа. 13. Орбитын радиусын хамаарал

Гэхдээ тодорхой хугацааны туршид атом, ионы хэмжээ буурах нь монотон байдлаар тохиолддоггүй: бие даасан элементүүдэд жижиг "тэсрэлт" ба "уналт" ажиглагддаг. Дүрмээр бол "цоорхой" нь электрон тохиргоо нь тогтвортой байдлын өндөр түвшинд тохирсон элементүүдийг агуулдаг: жишээлбэл, гуравдугаар үед магни (3s 2), дөрөвдүгээр үед манган (4s 2 3d 5) ба цайр (4s 2 3d 10) гэх мэт.

Анхаарна уу.Тойрог замын радиусыг тооцоолох ажлыг өнгөрсөн зууны 70-аад оны дунд үеэс цахим тооцооллын технологийн хөгжлийн ачаар хийж эхэлсэн. Өмнө нь хэрэглэж байсан үр дүнтэймолекул ба талст дахь цөмийн хоорондын зайны туршилтын өгөгдлөөр тодорхойлогддог атом ба ионуудын радиус. Атомууд нь нэгдлүүдийн гадаргууд хүрдэг, шахагдах боломжгүй бөмбөлөгүүд гэж үздэг. Ковалентын молекулуудад тодорхойлогддог үр дүнтэй радиусуудыг нэрлэдэг ковалентрадиус, металл талст дахь - металлрадиус, ионы холбоо бүхий нэгдлүүдэд - ионрадиус. Үр дүнтэй радиус нь тойрог замын радиусаас ялгаатай боловч тэдгээрийн атомын дугаартай өөрчлөлт нь үе үе байдаг.

2) Атомын энерги ба иончлолын потенциал

Ионжуулалтын энерги(E ион) гэж нэрлэдэг атомаас электроныг салгаж, атомыг эерэг цэнэгтэй ион болгон хувиргахад зарцуулсан энерги.

Туршилтаар атомын иончлолыг цахилгаан талбарт иончлол үүсэх потенциалын зөрүүг хэмжих замаар гүйцэтгэдэг. Энэ боломжит ялгаа гэж нэрлэдэг иончлолын боломж(Ж). Иончлолын потенциалыг хэмжих нэгж нь эВ/атом, иончлолын энергийн нэгж нь кЖ/моль; Нэг утгаас нөгөөд шилжих шилжилт нь дараахь харилцааны дагуу явагдана.

E ион = 96.5 Ж

Эхний электроныг атомаас зайлуулах нь эхний иончлолын потенциал (J 1), хоёр дахь нь хоёр дахь (J 2) гэх мэтээр тодорхойлогддог. Эерэг цэнэг нь нэгээр нэмэгдэж байгаа ионоос дараагийн электрон бүрийг зайлуулах ёстой тул дараалсан иончлолын потенциал нэмэгддэг (Хүснэгт 1). Ширээн дээрээс 1-ээс харахад литийн хувьд J2, бериллид - J3, боронд - J4 ​​гэх мэт иончлолын потенциал огцом нэмэгдэж байгааг харуулж байна. J-ийн огцом өсөлт нь гаднах электронуудыг зайлуулах ажил дуусч, дараагийн электрон нь гаднах энергийн өмнөх түвшинд байх үед тохиолддог.

Хүснэгт 1

Хоёр дахь үеийн элементүүдийн атомын иончлолын потенциал (eV/atom).

Элемент	Ж 1	J2	Ж 3	Ж 4	J5	Ж 6	Ж 7	Ж 8
Лити	5,39	75,6	122,4	–	–	–	–	–
Бериллий	9,32	18,2	158,3	217,7	–	–	–	–
Бор	8,30	25,1	37,9	259,3	340,1	–	–	–
Нүүрстөрөгч	11,26	24,4	47,9	64,5	392,0	489,8	–	–
Азот	14,53	29,6	47,5	77,4	97,9	551,9	666,8	–
Хүчилтөрөгч	13,60	35,1	54,9	77,4	113,9	138,1	739,1	871,1
Фтор	17,40	35,0	62,7	87,2	114,2	157,1	185,1	953,6
Неон	21,60	41,1	63,0	97,0	126,3	157,9

Иончлолын потенциал нь элементийн "металл"-ын үзүүлэлт юм: энэ нь бага байх тусам электрон атомаас салгахад хялбар байх ба элементийн металлын шинж чанарыг илүү хүчтэй илэрхийлэх ёстой. Үе үе эхэлдэг элементүүдийн хувьд (литий, натри, кали гэх мэт) эхний иончлох боломж нь 4-5 эВ/атом бөгөөд эдгээр элементүүд нь ердийн металлууд юм. Бусад металлын хувьд J 1 утга нь илүү өндөр, гэхдээ 10 эВ/атом, металл бусын хувьд ихэвчлэн 10 эВ/атом: азот 14.53 эВ/атом, хүчилтөрөгч 13.60 эВ/атом гэх мэт.

Эхний иончлолын потенциал нь үеүдэд нэмэгдэж, бүлгүүдэд буурдаг (Зураг 14) нь металлын бус шинж чанар нь үе шатанд, металлын шинж чанар нь бүлгээр нэмэгдэж байгааг харуулж байна. Тиймээс үелэх системийн баруун дээд хэсэгт металл бус, зүүн доод хэсэгт металлууд байрлана. Металл ба металл бус хоёрын хил "бүдгэрсэн", учир нь Ихэнх элементүүд нь амфотер (хос) шинж чанартай байдаг. Гэсэн хэдий ч, ийм нөхцөлт хил хязгаарыг энд анги болон лавлах номонд байгаа үечилсэн хүснэгтийн урт (18 нүд) хэлбэрээр үзүүлж болно.

Цагаан будаа. 14. Иончлолын потенциалын хамаарал

Эхний - тав дахь үеийн элементүүдийн атомын тооноос.