عمليات تكوين الجزيئات المثارة أثناء التحليل الإشعاعي. الكيمياء عملية تأين الإلكترونات غير المتزاوجة
أكد اكتشاف النشاط الإشعاعي مدى تعقيد بنية الذرات ليس فقط، بل أيضًا نواتها. في عام 1903، اقترح E. Rutherford وF. Soddy نظرية التحلل الإشعاعي، والتي غيرت بشكل جذري وجهات النظر القديمة حول بنية الذرات. وفقًا لهذه النظرية، تتحلل العناصر المشعة تلقائيًا، وتطلق جسيمات ألفا أو بيتا وتشكل ذرات عناصر جديدة تختلف كيميائيًا عن العناصر الأصلية. وفي الوقت نفسه، يتم الحفاظ على استقرار كتلة كل من الذرات الأصلية وتلك التي تشكلت نتيجة لعملية الاضمحلال. كان إي رذرفورد في عام 1919 أول من درس التحول الاصطناعي للنوى. وأثناء قصف ذرات النيتروجين بجسيمات ألفا، قام بعزل نوى ذرات الهيدروجين (البروتونات) وذرات نويدات الأكسجين. وتسمى هذه التحولات بالتفاعلات النووية، لأنه من نواة ذرات عنصر واحد يتم الحصول على نوى ذرات العناصر الأخرى. تتم كتابة التفاعلات النووية باستخدام المعادلات. وبالتالي، يمكن كتابة التفاعل النووي الذي تمت مناقشته أعلاه على النحو التالي:
يمكن تعريف ظاهرة النشاط الإشعاعي باستخدام مفهوم النظائر: النشاط الإشعاعي هو تحول نوى ذرات عنصر كيميائي غير مستقر إلى نوى ذرات عنصر آخر، والذي يصاحبه إطلاق جسيمات أولية. يسمى النشاط الإشعاعي الذي تظهره نظائر العناصر الموجودة في الطبيعة بالنشاط الإشعاعي الطبيعي. يختلف معدل التحولات الإشعاعية باختلاف النظائر. ويتميز بثابت الاضمحلال الإشعاعي، والذي يوضح عدد ذرات النويدة المشعة التي تتحلل في ثانية واحدة. لقد ثبت أن عدد ذرات النويدة المشعة التي تضمحل لكل وحدة زمنية يتناسب مع العدد الإجمالي لذرات هذه النويدة ويعتمد على قيمة ثابت الاضمحلال الإشعاعي. على سبيل المثال، إذا اضمحلال نصف العدد الإجمالي لذرات النويدة المشعة خلال فترة معينة، فإن نصف الباقي سوف يتحلل في الفترة التالية، أي نصف ما كان عليه في الفترة السابقة، وما إلى ذلك.
يتميز عمر النويدة المشعة بنصف عمرها، أي الفترة الزمنية التي يتحلل خلالها نصف الكمية الأولية لهذه النويدة. على سبيل المثال، عمر النصف للرادون هو 3.85 يومًا، والراديوم - 1620 عامًا، واليورانيوم - 4.5 مليار سنة. الأنواع التالية من التحولات الإشعاعية معروفة: اضمحلال ألفا، اضمحلال بيتا، الانشطار النووي التلقائي (غير المقصود). هذه الأنواع من التحولات الإشعاعية تكون مصحوبة بإطلاق جسيمات ألفا والإلكترونات والبوزيترونات وأشعة جاما. في عملية اضمحلال ألفا، تطلق نواة ذرة العنصر المشع نواة ذرة الهيليوم، ونتيجة لذلك تنخفض شحنة نواة ذرة العنصر المشع الأصلي بمقدار وحدتين، وتقل العدد الكتلي على أربعة. على سبيل المثال، يمكن كتابة تحول ذرة الراديوم إلى ذرة الرادون بالمعادلة
يمكن أيضًا كتابة التفاعل النووي لتحلل β، الذي يصاحبه إطلاق الإلكترونات أو البوزيترونات أو احتجاز الإلكترونات المدارية، بالمعادلة
حيث e هو الإلكترون. hν - الكم الإشعاعي؛ ν o - النيوترينو المضاد (جسيم أولي تساوي كتلته وشحنته الصفر).
ترجع إمكانية اضمحلال بيتا إلى حقيقة أنه وفقًا للمفاهيم الحديثة، يمكن للنيوترون، في ظل ظروف معينة، أن يتحول إلى بروتون، ويطلق إلكترونًا ومضاد النيوترينو. البروتون والنيوترون حالتان من نفس الجسيم النووي - النيوكليون. يمكن تمثيل هذه العملية برسم تخطيطي
النيوترون -> بروتون + إلكترون + أنتينوترينو
أثناء اضمحلال ذرات العنصر المشع، يطلق أحد النيوترونات التي تشكل جزءًا من نواة الذرة إلكترونًا ونيوترينو مضاد، ويتحول إلى بروتون. في هذه الحالة، تزداد الشحنة الموجبة للنواة بمقدار واحد. يسمى هذا النوع من الاضمحلال الإشعاعي باضمحلال الإلكترون (β - الاضمحلال). لذلك، إذا أطلقت نواة ذرة عنصر مشع جسيمًا واحدًا من ألفا، فإن النتيجة هي نواة ذرة عنصر جديد عدد بروتونها أقل بوحدتين، وعندما يتم إطلاق جسيم بيتا، تنطلق نواة يتم الحصول على ذرة جديدة ببروتون رقم واحد أكبر من البروتون الأصلي. هذا هو جوهر قانون التهجير Soddy-Fjans. يمكن للنواة الذرية لبعض النظائر غير المستقرة أن تطلق جسيمات لها شحنة موجبة قدرها +1 وكتلة قريبة من كتلة الإلكترون. ويسمى هذا الجسيم بوزيترون. لذا فإن التحويل المحتمل للبروتون إلى نيوترون يكون وفقًا للرسم البياني:
بروتون → نيوترون + بوزيترون + نيوترينو
لا يُلاحظ تحول البروتون إلى نيوترون إلا في الحالة التي يكون فيها عدم استقرار النواة ناتجًا عن المحتوى الزائد للبروتونات فيها. ثم يتحول أحد البروتونات إلى نيوترون، والبوزيترون والنيوترينو الذي ينشأ في هذه الحالة يطير خارج حدود النواة؛ تنخفض الشحنة النووية بمقدار واحد. يُسمى هذا النوع من التحلل الإشعاعي بتحلل البوزيترون (β+-decay). لذلك، بسبب اضمحلال β لنواة ذرة عنصر مشع، يتم الحصول على ذرة العنصر التي يتم إزاحتها مكانًا واحدًا إلى اليمين (اضمحلال β) أو إلى اليسار (اضمحلال β+) من العنصر المشع الأصلي . يمكن أن يحدث انخفاض في الشحنة النووية للذرة المشعة بمقدار واحد ليس فقط عن طريق اضمحلال β+، ولكن أيضًا عن طريق سحب الإلكترون، ونتيجة لذلك يتم التقاط أحد إلكترونات كرة الإلكترون الأقرب إلى النواة بواسطة النواة . يشكل هذا الإلكترون مع أحد بروتونات النواة نيوترونًا: e - + p → n
تم تطوير نظرية بنية النواة الذرية في الثلاثينيات من القرن العشرين. العلماء الأوكرانيون د. إيفانينكو وإي إم. جابون وكذلك العالم الألماني دبليو هايزنبرغ. ووفقا لهذه النظرية، تتكون نواة الذرات من بروتونات موجبة الشحنة ونيوترونات متعادلة كهربائيا. الكتل النسبية لهذه الجسيمات الأولية هي نفسها تقريبًا (كتلة البروتون 1.00728، كتلة النيوترون 1.00866). يتم احتواء البروتونات والنيوترونات (النيوكليونات) في النواة بواسطة قوى نووية قوية جدًا. تعمل القوى النووية فقط على مسافات صغيرة جدًا - في حدود 10 -15 مترًا.
تسمى الطاقة التي يتم إطلاقها أثناء تكوين النواة من البروتونات والنيوترونات طاقة الربط للنواة وتتميز باستقرارها.
الإلكترونات المقترنة
إذا كان هناك إلكترون واحد في المدار، فإنه يسمى غير مقترن,وإذا كان هناك اثنان، فهذا الإلكترونات المقترنة.
أربعة أرقام الكم ن، ل، م، م ث تميز تماما حالة الطاقة للإلكترون في الذرة.
عند النظر في بنية الغلاف الإلكتروني لذرات العناصر المتعددة الإلكترونات، من الضروري مراعاة ثلاث نقاط رئيسية:
· مبدأ باولي,
· مبدأ الطاقة الأقل،
حكم هوند.
وفق مبدأ باولي لا يمكن للذرة أن تحتوي على إلكترونين لهما نفس قيم الأعداد الكمومية الأربعة.
يحدد مبدأ باولي الحد الأقصى لعدد الإلكترونات في مدار واحد ومستوى ومستوى فرعي واحد. بما أن AO يتميز بثلاثة أرقام كمية ن, ل, م، فإن إلكترونات مدار معين يمكن أن تختلف فقط في عدد الكم المغزلي آنسة. لكن العدد الكمي المغزلي آنسةيمكن أن تحتوي على قيمتين فقط + 1/2 و- 1/2. وبالتالي، يمكن أن يحتوي المدار الواحد على ما لا يزيد عن إلكترونين بقيم مختلفة من أعداد الكم المغزلي.
أرز. 4.6. السعة القصوى للمدار الواحد هي 2 إلكترون.
يتم تعريف الحد الأقصى لعدد الإلكترونات عند مستوى الطاقة بـ 2 ن 2، وفي المستوى الفرعي – مثل 2(2 ل+ 1). الحد الأقصى لعدد الإلكترونات الموجودة في مستويات ومستويات فرعية مختلفة موضح في الجدول. 4.1.
الجدول 4.1.
الحد الأقصى لعدد الإلكترونات في المستويات الكمومية والمستويات الفرعية
| مستوى الطاقة | مستوى الطاقة الفرعي | القيم المحتملة لعدد الكم المغناطيسي م | عدد المدارات لكل | الحد الأقصى لعدد الإلكترونات لكل | ||
| المستوى الفرعي | مستوى | المستوى الفرعي | مستوى | |||
| ك (ن=1) | س (ل=0) | |||||
| ل (ن=2) | س (ل=0) ص (ل=1) | –1, 0, 1 | ||||
| م (ن=3) | س (ل=0) ص (ل=1) د (ل=2) | –1, 0, 1 –2, –1, 0, 1, 2 | ||||
| ن (ن=4) | س (ل=0) ص (ل=1) د (ل=2) F (ل=3) | –1, 0, 1 –2, –1, 0, 1, 2 –3, –2, –1, 0, 1, 2, 3 |
يتم تنفيذ تسلسل ملء المدارات بالإلكترونات وفقًا لـ مبدأ الطاقة الأقل .
وفقا لمبدأ الطاقة الأقل، تملأ الإلكترونات المدارات من أجل زيادة الطاقة.
يتم تحديد ترتيب ملء المدارات قاعدة كليتشكوفسكي: الزيادة في الطاقة وبالتالي ملء المدارات يحدث بترتيب متزايد لمجموع أرقام الكم الرئيسية والمدارية (n + l) ، وإذا كان المجموع متساويًا (n + l) - بترتيب متزايد للأصل عدد الكم ن.
على سبيل المثال، طاقة الإلكترون في المستوى الفرعي 4s أقل منها في المستوى الفرعي 3 د، لأنه في الحالة الأولى المبلغ ن+ ل = 4 + 0 = 4 (تذكر ذلك لـ س-قيمة المستوى الفرعي لعدد الكم المداري ل= = 0)، وفي الثانية ن+ ل = 3 + 2= 5 ( د- المستوى الفرعي، ل= 2). ولذلك، يتم ملء المستوى الفرعي 4 أولا س، ثم 3 د(انظر الشكل 4.8).
على 3 مستويات فرعية د (ن = 3, ل = 2) , 4ر (ن = 4, ل= 1) و 5 س (ن = 5, ل= 0) مجموع القيم صو لمتطابقة وتساوي 5. في حالة تساوي قيم المجاميع نو ليتم ملء المستوى الفرعي ذو القيمة الدنيا أولاً ن، أي. المستوى الفرعي 3 د.
وفقا لقاعدة كليتشكوفسكي، تزداد طاقة المدارات الذرية في السلسلة:
1س < 2س < 2ر < 3س < 3ر < 4س < 3د < 4ر < 5س < 4د < 5ص < 6س < 5د »
"4 F < 6ص < 7س….
اعتمادًا على المستوى الفرعي الذي يتم ملؤه أخيرًا في الذرة، يتم تقسيم جميع العناصر الكيميائية إلى 4 الأسرة الإلكترونية : عناصر s-، p-، d-، f.
4F
4 4 د
3 4s
3ص
3س
1 2س
المستويات المستويات الفرعية
أرز. 4.8. طاقة المدارات الذرية.
تسمى العناصر التي تكون ذراتها هي آخر ما يملأ المستوى الفرعي s من المستوى الخارجي عناصر s . ش س- عناصر التكافؤ هي إلكترونات مستوى الطاقة الخارجي.
ش عناصر ف يتم ملء الطبقة الفرعية p للطبقة الخارجية أخيرًا. توجد إلكترونات التكافؤ الخاصة بهم ص- و س- المستويات الفرعية للمستوى الخارجي . ش د-يتم ملء العناصر في الماضي د-المستوى الفرعي للمستوى ما قبل الخارجي والتكافؤ س- الإلكترونات الخارجية و د- إلكترونات مستويات الطاقة ما قبل الخارجية.
ش عناصر f آخر ليتم ملؤها F-المستوى الفرعي لمستوى الطاقة الخارجي الثالث.
يتم تحديد ترتيب وضع الإلكترون داخل مستوى فرعي واحد قاعدة هوند:
داخل المستوى الفرعي، يتم وضع الإلكترونات بطريقة تجعل مجموع أعدادها الكمومية المغزلية له قيمة مطلقة قصوى.
بمعنى آخر، تمتلئ مدارات مستوى فرعي معين أولاً بإلكترون واحد له نفس قيمة عدد الكم المغزلي، ثم بإلكترون ثانٍ له القيمة المعاكسة.
على سبيل المثال، إذا كان من الضروري توزيع 3 إلكترونات في ثلاث خلايا كمية، فإن كل واحدة منها ستكون موجودة في خلية منفصلة، أي. تحتل مدارا منفصلا:
∑آنسة= ½ – ½ + ½ = ½.
يُطلق على ترتيب توزيع الإلكترون بين مستويات الطاقة والمستويات الفرعية في غلاف الذرة اسم التكوين الإلكتروني، أو الصيغة الإلكترونية. التأليف التكوين الإلكترونيةرقم مستوى الطاقة (الرقم الكمي الرئيسي) يتم تحديده بالأرقام 1، 2، 3، 4...، المستوى الفرعي (الرقم الكمي المداري) - بالأحرف س, ص, د, F. يُشار إلى عدد الإلكترونات الموجودة في المستوى الفرعي برقم يُكتب في أعلى رمز المستوى الفرعي.
يمكن وصف التكوين الإلكتروني للذرة بما يسمى الصيغة الرسومية الإلكترونية. هذا رسم تخطيطي لترتيب الإلكترونات في الخلايا الكمومية، وهي تمثيل رسومي للمدار الذري. لا يمكن أن تحتوي كل خلية كمومية على أكثر من إلكترونين بأرقام كمومية مختلفة.
لإنشاء صيغة إلكترونية أو رسومية إلكترونية لأي عنصر، يجب أن تعرف:
1. الرقم التسلسلي للعنصر، أي. شحنة نواتها والعدد المقابل من الإلكترونات في الذرة.
2. الرقم الدوري الذي يحدد عدد مستويات الطاقة للذرة.
3. الأعداد الكمية والارتباط بينها.
على سبيل المثال، تحتوي ذرة الهيدروجين ذات العدد الذري 1 على إلكترون واحد. الهيدروجين هو عنصر من عناصر الفترة الأولى، وبالتالي فإن الإلكترون الوحيد يشغل الإلكترون الموجود في مستوى الطاقة الأول س- المدار ذو الطاقة الأقل . الصيغة الإلكترونية لذرة الهيدروجين ستكون:
1 ن 1 س 1 .
ستبدو الصيغة الرسومية الإلكترونية للهيدروجين كما يلي:
الصيغ الإلكترونية والرسومية الإلكترونية لذرة الهيليوم:
2 ليس 1 س 2
2 ليس 1 س
تعكس اكتمال الغلاف الإلكتروني الذي يحدد استقراره. الهيليوم هو غاز نبيل يتميز بالثبات الكيميائي العالي (الخمول).
تحتوي ذرة الليثيوم 3 Li على 3 إلكترونات، وهي عنصر من الفترة II، مما يعني أن الإلكترونات موجودة في مستويين للطاقة. يملأ إلكترونين س- المستوى الفرعي لمستوى الطاقة الأول والإلكترون الثالث يقع عليه س- المستوى الفرعي لمستوى الطاقة الثاني :
3 لي 1 س 2 2س 1
فالنسيا آي
تحتوي ذرة الليثيوم على إلكترون يقع عند 2 س-المستوى الفرعي، يكون مرتبطًا بالنواة بشكل أقل إحكامًا من إلكترونات مستوى الطاقة الأول، لذلك في التفاعلات الكيميائية، يمكن لذرة الليثيوم أن تتخلى بسهولة عن هذا الإلكترون، وتتحول إلى Li + ion ( وهو -جسيم مشحون كهربائيا ). في هذه الحالة، يكتسب أيون الليثيوم غلافًا كاملاً مستقرًا من غاز الهيليوم النبيل:
3 لي + 1 س 2 .
تجدر الإشارة إلى أنه، يتم تحديد عدد الإلكترونات غير المتزاوجة (المفردة).تكافؤ العنصر ، أي. لقدرتها على تكوين روابط كيميائية مع العناصر الأخرى.
وبالتالي، تحتوي ذرة الليثيوم على إلكترون واحد غير متزاوج، وهو ما يحدد تكافؤها الذي يساوي واحدًا.
الصيغة الإلكترونية لذرة البريليوم:
4 كن 1س 2 2س 2 .
الصيغة الرسومية الإلكترونية لذرة البريليوم:
2 التكافؤ بشكل رئيسي
الدولة هي 0
يمكن إزالة إلكترونات المستوى الفرعي 2 من البريليوم بسهولة أكبر من غيرها. س 2، تشكيل أيون Be +2:
ويمكن ملاحظة أن ذرة الهيليوم وأيونات الليثيوم 3 Li + والبريليوم 4 Be +2 لها نفس البنية الإلكترونية، أي. مميزة هيكل ايزوإلكتروني.
يحدد هيكل الذرة نصف قطرها، وطاقة التأين، وتقارب الإلكترون، والسلبية الكهربية وغيرها من معالم الذرة. تحدد الأغلفة الإلكترونية للذرات الخواص البصرية والكهربائية والمغناطيسية، والأهم من ذلك الخواص الكيميائية للذرات والجزيئات، وكذلك معظم خواص المواد الصلبة.
الخصائص المغناطيسية للذرة
الإلكترون له خاصيته لحظة جاذبة، والتي يتم تكميمها في اتجاه موازٍ أو معاكس للمجال المغناطيسي المطبق. إذا كان لإلكترونين يشغلان نفس المدار دورانان معاكسان (وفقًا لمبدأ باولي)، فإنهما يلغي كل منهما الآخر. وفي هذه الحالة نقول أن الإلكترونات يقترن. يتم دفع الذرات التي تحتوي على إلكترونات مقترنة فقط خارج المجال المغناطيسي. تسمى هذه الذرات ديامغناطيسية. يتم سحب الذرات التي تحتوي على واحد أو أكثر من الإلكترونات غير المتزاوجة إلى مجال مغناطيسي. يطلق عليهم ديامغناطيسية.
إن العزم المغناطيسي للذرة، الذي يميز شدة تفاعل الذرة مع المجال المغناطيسي، يتناسب عمليا مع عدد الإلكترونات غير المتزاوجة.
تنعكس ميزات التركيب الإلكتروني لذرات العناصر المختلفة في خصائص الطاقة مثل طاقة التأين وتقارب الإلكترون.
طاقة التأين
الطاقة (المحتملة) لتأين الذرة ه أناهي الحد الأدنى من الطاقة اللازمة لإزالة إلكترون من الذرة إلى ما لا نهاية وفقا للمعادلة
س = س + + ه −
وقيمها معروفة لذرات جميع عناصر الجدول الدوري. على سبيل المثال، طاقة التأين لذرة الهيدروجين تتوافق مع انتقال الإلكترون من 1 س-المستوى الفرعي للطاقة (−1312.1 كيلوجول/مول) إلى المستوى الفرعي بطاقة صفر ويساوي +1312.1 كيلوجول/مول.
في التغير في إمكانات التأين الأولى المقابلة لإزالة إلكترون واحد من الذرات، يتم التعبير عن الدورية بوضوح مع زيادة العدد الذري:
عند الانتقال من اليسار إلى اليمين خلال فترة ما، فإن طاقة التأين، بشكل عام، تزيد تدريجياً مع زيادة العدد الذري داخل المجموعة، فإنها تتناقص. تمتلك الفلزات القلوية الحد الأدنى من إمكانات التأين الأولى، بينما تمتلك الغازات النبيلة الحد الأقصى.
بالنسبة لنفس الذرة، فإن طاقات التأين الثانية والثالثة واللاحقة تزداد دائمًا، حيث يجب إزالة الإلكترون من أيون موجب الشحنة. على سبيل المثال، بالنسبة لذرة الليثيوم، طاقات التأين الأولى والثانية والثالثة هي 520.3، 7298.1 و11814.9 كيلوجول/مول، على التوالي.
عادة ما يكون تسلسل تجريد الإلكترون هو التسلسل العكسي لملء المدارات بالإلكترونات وفقًا لمبدأ الحد الأدنى من الطاقة. ومع ذلك، فإن العناصر التي يتم ملؤها د-المدارات استثناءات - فهي في المقام الأول لا تخسر د-، أ س-الإلكترونات.
الإلكترون تقارب
تقارب الذرة الإلكتروني أ e هي قدرة الذرات على ربط إلكترون إضافي والتحول إلى أيون سالب. مقياس تقارب الإلكترون هو الطاقة المنطلقة أو الممتصة. الألفة الإلكترونية تساوي طاقة التأين للأيون السالب X -:
س − = س + ه −
تتمتع ذرات الهالوجين بأكبر ألفة إلكترونية. على سبيل المثال، بالنسبة لذرة الفلور، فإن إضافة إلكترون يكون مصحوبًا بإطلاق 327.9 كيلوجول/مول من الطاقة. بالنسبة لعدد من العناصر تكون الألفة الإلكترونية قريبة من الصفر أو السالب، مما يعني عدم وجود أنيون مستقر لهذا العنصر.
عادةً ما يتناقص الألفة الإلكترونية لذرات العناصر المختلفة بالتوازي مع زيادة طاقة التأين الخاصة بها. ومع ذلك، هناك استثناءات لبعض أزواج العناصر:
| عنصر | هأنا، كيلوجول / مول | أ ه، كيلوجول / مول |
| F | 1681 | −238 |
| Cl | 1251 | −349 |
| ن | 1402 | 7 |
| ص | 1012 | −71 |
| يا | 1314 | −141 |
| س | 1000 | −200 |
يمكن تقديم تفسير لذلك بناءً على الأحجام الأصغر للذرات الأولى والتنافر الأكبر بين الإلكترون والإلكترون فيها.
كهرسلبية
تميز السالبية الكهربية قدرة ذرة عنصر كيميائي على تحويل سحابة إلكترونية في اتجاهها عند تكوين رابطة كيميائية (باتجاه عنصر ذي سالبية كهربية أعلى). اقترح الفيزيائي الأمريكي موليكين تعريف السالبية الكهربية باعتبارها الوسط الحسابي بين احتمال التأين وتقارب الإلكترون:
χ = 1/2 ( هأنا + أ ه)
تكمن صعوبة استخدام هذه الطريقة في أن الارتباطات الإلكترونية غير معروفة لجميع العناصر.
الخصائص المغناطيسية للذرة
الإلكترون له خاصيته لحظة جاذبة، والتي يتم تكميمها في اتجاه موازٍ أو معاكس للمجال المغناطيسي المطبق. إذا كان لإلكترونين يشغلان نفس المدار دورانان متعاكسان (وفقًا لمبدأ باولي)، فإنهما يلغي كل منهما الآخر. وفي هذه الحالة نقول أن الإلكترونات يقترن. يتم دفع الذرات التي تحتوي على إلكترونات مقترنة فقط خارج المجال المغناطيسي. تسمى هذه الذرات ديامغناطيسية. يتم سحب الذرات التي تحتوي على واحد أو أكثر من الإلكترونات غير المتزاوجة إلى مجال مغناطيسي. Οʜᴎ تسمى diamagnetic.
إن العزم المغناطيسي للذرة، الذي يميز شدة تفاعل الذرة مع المجال المغناطيسي، يتناسب عمليا مع عدد الإلكترونات غير المتزاوجة.
تنعكس ميزات التركيب الإلكتروني لذرات العناصر المختلفة في خصائص الطاقة مثل طاقة التأين وتقارب الإلكترون.
الطاقة (المحتملة) لتأين الذرة ه طهي الحد الأدنى من الطاقة اللازمة لإزالة إلكترون من الذرة إلى ما لا نهاية وفقا للمعادلة
س = س + + ه −
وقيمها معروفة لذرات جميع عناصر الجدول الدوري. على سبيل المثال، طاقة التأين لذرة الهيدروجين تتوافق مع انتقال الإلكترون من 1 س-المستوى الفرعي للطاقة (−1312.1 كيلو جول/مول) إلى المستوى الفرعي بطاقة صفر ويساوي +1312.1 كيلو جول/مول.
في التغير في إمكانات التأين الأولى المقابلة لإزالة إلكترون واحد من الذرات، يتم التعبير عن الدورية بوضوح مع زيادة العدد الذري:
الشكل 13
عند الانتقال من اليسار إلى اليمين خلال فترة ما، فإن طاقة التأين، بشكل عام، تزيد تدريجياً مع زيادة العدد الذري داخل المجموعة، فإنها تتناقص. تمتلك الفلزات القلوية الحد الأدنى من إمكانات التأين الأولى، بينما تمتلك الغازات النبيلة الحد الأقصى.
بالنسبة لنفس الذرة، فإن طاقات التأين الثانية والثالثة واللاحقة تزداد دائمًا، حيث يجب انفصال الإلكترون عن أيون موجب الشحنة. على سبيل المثال، بالنسبة لذرة الليثيوم، طاقات التأين الأولى والثانية والثالثة هي 520.3، 7298.1 و11814.9 كيلوجول/مول، على التوالي.
عادة ما يكون تسلسل تجريد الإلكترون هو التسلسل العكسي لملء المدارات بالإلكترونات وفقًا لمبدأ الحد الأدنى من الطاقة. علاوة على ذلك، فإن العناصر المأهولة بالسكان د-المدارات استثناءات - فهي في المقام الأول لا تخسر د-، أ س-الإلكترونات.
الخصائص المغناطيسية للذرة للإلكترون عزم مغناطيسي خاص به، والذي يتم تكميمه في اتجاه موازٍ أو معاكس للمجال المغناطيسي المطبق. إذا كان هناك إلكترونين يشغلان نفس المدار لهما دوران متعاكسان... [اقرأ المزيد]
يتم التعبير عن عملية التأين بالمخطط: E - n En+. علاوة على ذلك، يمكن أن يحدث التأين عدة مرات. يحدد تأين الذرة قدرة الذرة على التخلي عن الإلكترون والخضوع للأكسدة. تحدد هذه الخاصية (التأين) طبيعة وقوة الرابطة الكيميائية. العملية... [اقرأ المزيد]
خصائص الذرة. مصدر الطاقة للتحقق الذاتي من الكلام الذي لا يتحلل إلى أيونات ولا يوصل تيارًا كهربائيًا يسمى غير إلكتروليتات. الإلكتروليتات وغير الإلكتروليتات على ما يبدو، لا توجد سوى كلمات في المسحوق أو المذاب... [اقرأ المزيد]
لوصف خصائص الطاقة للإلكترون في الذرة، من الضروري الإشارة إلى قيم أربعة أرقام كمومية: الأرقام الكمومية الرئيسية والثانوية والمغناطيسية والمغزلية. دعونا ننظر إليهم بشكل منفصل. 1) الرقم الكمي الرئيسي "n" يميز طاقة الإلكترون في الذرة،...