Atomun elektronik yapısı. Bir atomun yapısının diyagramı: çekirdek, elektron kabuğu. Örnekler

Herhangi bir madde adı verilen çok küçük parçacıklardan oluşur. atomlar . Atom en küçük parçacıktır kimyasal element tüm karakteristik özelliklerini koruyarak. Bir atomun büyüklüğünü hayal etmek için, eğer birbirine yakın yerleştirilebilselerdi, bir milyon atomun sadece 0,1 mm'lik bir mesafeyi kaplayacağını söylemek yeterlidir.

Maddenin yapısı biliminin daha da gelişmesi, atomun da karmaşık bir yapıya sahip olduğunu ve elektronlardan ve protonlardan oluştuğunu gösterdi. Maddenin yapısının elektronik teorisi bu şekilde ortaya çıktı.

Eski zamanlarda elektriğin pozitif ve negatif olmak üzere iki türü olduğu keşfedilmişti. Vücudun içerdiği elektrik miktarına yük denmeye başlandı. Vücudun sahip olduğu elektriğin türüne bağlı olarak yük pozitif veya negatif olabilir.

Aynı yüklerin birbirini ittiği, farklı yüklerin ise çektiği deneysel olarak kanıtlanmıştır.

Hadi düşünelim atomun elektronik yapısı. Atomlar kendilerinden bile daha küçük parçacıklardan oluşur. elektronlar.

TANIM:Elektron, maddenin en küçük negatif elektrik yüküne sahip en küçük parçacığıdır.

Elektronlar bir veya daha fazla sayıda atomdan oluşan merkezi bir çekirdeğin etrafında yörüngede dönerler. protonlar Ve nötronlar, eşmerkezli yörüngelerde. Elektronlar negatif yüklü parçacıklardır, protonlar pozitif yüklüdür ve nötronlar nötrdür (Şekil 1.1).

TANIM:Proton, maddenin en küçük pozitif elektrik yüküne sahip en küçük parçacığıdır.

Elektron ve protonların varlığı şüphe götürmez. Bilim insanları elektronların ve protonların kütlesini, yükünü ve boyutunu belirlemekle kalmadı, hatta onları çeşitli elektrik ve radyo mühendisliği cihazlarında da çalıştırdı.

Ayrıca elektronun kütlesinin hareket hızına bağlı olduğu ve elektronun uzayda sadece ileri doğru hareket etmekle kalmayıp aynı zamanda kendi ekseni etrafında da döndüğü bulunmuştur.

Yapısı en basit olanı hidrojen atomudur (Şekil 1.1). Bir proton çekirdeği ve çekirdeğin etrafında büyük bir hızla dönen ve atomun dış kabuğunu (yörüngesini) oluşturan bir elektrondan oluşur. Daha karmaşık atomların, elektronların döndüğü birkaç kabuğu vardır.

Bu kabuklar çekirdekten gelen sıralı elektronlarla doldurulur (Şekil 1.2).

Şimdi ona bakalım . En dıştaki kabuğa denir değerlik ve içerdiği elektron sayısına denir. değerlik. Çekirdekten uzaklaştıkça değerlik kabuğu, bu nedenle, her değerlik elektronunun çekirdekten aldığı çekim kuvveti o kadar az olur. Böylece atomun değerlik kabuğunun dolmaması ve çekirdekten uzakta bulunması veya kaybolması durumunda kendine elektron bağlama yeteneği artar.
Dış kabuk elektronları enerji alabilir. Değerlik kabuğundaki elektronlar alınırsa gereken seviye gelen enerji dış kuvvetler ondan kopup atomu terk edebilirler, yani serbest elektron olabilirler. Serbest elektronlar rastgele bir atomdan atoma hareket edebilirler. Çok sayıda serbest elektron içeren maddelere denir. iletkenler .

İzolatörler , iletkenlerin tersidir. Sızıntıyı önlerler elektrik akımı. Yalıtkanlar kararlıdır çünkü bazı atomların değerlik elektronları diğer atomların değerlik kabuklarını doldurarak onları birleştirir. Bu serbest elektron oluşumunu engeller.
Yalıtkanlar ve iletkenler arasında bir ara pozisyonda bulunur yarı iletkenler , ama onlar hakkında daha sonra konuşacağız
Hadi düşünelim atomun özellikleri. Aynı sayıda elektron ve protona sahip olan bir atom elektriksel olarak nötrdür. Bir veya daha fazla elektron kazanan atom negatif yüklü hale gelir ve negatif iyon olarak adlandırılır. Bir atom bir veya daha fazla elektronunu kaybederse pozitif iyon haline gelir, yani pozitif yüklü hale gelir.

Mendeleev'in periyodik element tablosu. Atomun yapısı.

MENDELEEV'İN PERİYODİK ELEMENT SİSTEMİ - kimyasal sınıflandırma. Rus tarafından oluşturulan unsurlar. bilim adamı D.I. Mendeleev, kendisi tarafından keşfedilen periyodikliğe dayanarak (1869'da). kanun.

Modern periyodik formülasyon yasa: elementlerin özellikleri (basit bileşikler ve bileşiklerde kendini gösterir) periyodik dönemlerde bulunur. atomlarının çekirdeklerinin yüküne bağlı olarak.

Şarj atom çekirdeği Z, kimyasalın atomik (sıralı) numarasına eşittir. P. s'deki öğe. e. M. Tüm elementleri artan Z sırasına göre düzenlerseniz (hidrojen H, Z = 1; helyum He, Z = 2; lityum Li, Z == 3; berilyum Be, Z = 4, vb.), o zaman oluşurlar 7 dönem. Bu periyotların her birinde, periyodun ilk elementinden (alkali metal) sonuncusuna (soygaz) kadar elementlerin özelliklerinde düzenli bir değişim gözlenir. İlk periyotta 2 element bulunur, 2. ve 3. periyotta 8 element, 4. ve 5. periyotta 18, 6. periyotta 32 element bulunur. 7. periyotta 19 element bilinmektedir. 2. ve 3. periyotlara genellikle küçük, sonraki tüm periyotlara büyük denir. Dönemleri yatay satırlar şeklinde düzenlerseniz ortaya çıkan sonuç tablo 8 dikey çizgi gösterecektir. sütunlar; Bunlar özellikleri bakımından benzer olan element gruplarıdır.

Z artışına bağlı olarak grup içindeki elementlerin özellikleri de doğal olarak değişir. Örneğin Li - Na - K - Rb - Cs - Fr grubunda kimyasal içerik artar. metalin aktivitesi arttırılır Oksitlerin ve hidroksitlerin doğası.

Atomik yapı teorisinden, elementlerin özelliklerinin periyodikliğinin, çekirdeğin etrafındaki elektron kabuklarının oluşum yasalarıyla belirlendiği anlaşılmaktadır. Elementin Z'si arttıkça atom daha karmaşık hale gelir - çekirdeği çevreleyen elektronların sayısı artar ve bir elektron kabuğunun dolmasının sona erdiği ve bir sonraki dış kabuğun oluşumunun başladığı bir an gelir. Mendeleev sisteminde bu yeni bir dönemin başlangıcına denk geliyor. Yeni bir kabukta 1, 2, 3 vb. elektronlara sahip elementler, sayıları içte olmasına rağmen özellikleri bakımından 1, 2, 3 vb. dış elektronlara sahip olan elementlere benzer. bir (veya daha fazla) daha az elektron kabuğu vardı: Na, Li'ye benzer (bir dış elektron), Mg, Be'ye benzer (2 dış elektron); A1 - B'ye (3 harici elektron), vb. Elemanın P. s'deki konumu ile. e. M. kimyasalıyla ilişkilidir. ve daha fazlası fiziksel St.

Birçok (yaklaşık 1000) grafik seçeneği önerilmiştir. P. s.'in görselleri e. M. P. s'nin en yaygın 2 çeşidi. e. M. - kısa ve uzun tablolar; k.-l. temel fark aralarında yok. Ek, kısa tablo seçeneklerinden birini içerir. Tablonun ilk sütununda dönem numaraları verilmiştir (gösterilmiştir). Arap rakamları 1 - 7). Grup numaraları üstte Romen rakamları I - VIII ile belirtilmiştir. Her grup a ve b olmak üzere iki alt gruba ayrılır. Bazen adı verilen küçük dönemlerin unsurları tarafından yönetilen bir dizi unsur. ana alt gruplar a-m'dir ve (Li alt grubun başındadır) alkali metaller. F - halojenler, He - inert gazlar, vb.). Bu durumda büyük periyotların elemanlarının geri kalan alt grupları denir. yan etkiler.

Atom yapılarının özel yakınlığı ve kimyalarının benzerliği nedeniyle Z = 58 - 71 olan elementler. St., grup III'e dahil olan lantanit ailesini oluşturur, ancak kolaylık olması açısından masanın altına yerleştirilmiştir. Z = 90 - 103 olan elementler genellikle aynı nedenlerden dolayı aktinit ailesinde sınıflandırılır. Bunları Z = 104 olan bir element - curchatovy ve Z = 105 olan bir element takip eder (bkz. Nilsborium). Temmuz 1974'te Baykuşlar. fizikçiler Z = 106 olan bir elementin keşfedildiğini bildirdiler ve Ocak ayında. 1976 - Z = 107 olan elementler. Daha sonra Z = 108 ve 109 olan elementler sentezlendi. P. s sınırı e. M. biliniyor - nükleer yükü birden az olan bir element olamayacağı için hidrojen tarafından veriliyor. Soru P. s'nin üst sınırının ne olduğudur. e. M., yani sanatın ulaşabileceği en uç değere kadar. elementlerin sentezi çözülmeden kalır. (Ağır çekirdekler kararsızdır, bu nedenle Z = 95 olan amerikanyum ve sonraki elementler doğada bulunmaz, ancak elde edilir. nükleer reaksiyonlar; ancak, daha uzak transuranyum elementlerinin bulunduğu bölgede sözde görünüm. stabilite adacıkları, özellikle Z = 114 için.) Sanatta. periyodik olarak yeni elementlerin sentezi. hukuk ve P. s. e. M. birincil bir rol oynamaktadır. Mendeleev yasası ve sistemi doğa bilimlerinin en önemli genellemeleri arasında yer alır ve modern bilimin temelini oluşturur. adanın yapısı hakkında öğretiler.

Atomun elektronik yapısı.

Bu ve sonraki paragraflar bir atomun elektron kabuğu modellerinden bahsediyor. Bunu anlamak önemlidir Hakkında konuşuyoruz tam olarak hakkında modeller. Gerçek atomlar elbette daha karmaşıktır ve onlar hakkında hâlâ her şeyi bilmiyoruz. Ancak modern teorik model elektronik yapı Atom, kimyasal elementlerin birçok özelliğini başarılı bir şekilde açıklamaya ve hatta tahmin etmeye izin verir, bu nedenle doğa bilimlerinde yaygın olarak kullanılır.

Başlamak için N. Bohr'un önerdiği "gezegensel" modeli daha ayrıntılı olarak ele alalım (Şekil 2-3 c).

Pirinç. 2-3 c. Bohr'un "gezegensel" modeli.

Danimarkalı fizikçi N. Bohr, 1913'te, gezegenlerin Güneş etrafında dönmesiyle hemen hemen aynı şekilde, elektron parçacıklarının atom çekirdeği etrafında döndüğü bir atom modeli önerdi. Bohr, bir atomdaki elektronların yalnızca çekirdekten kesin olarak belirli mesafelerde uzaklaştırılan yörüngelerde kararlı bir şekilde var olabileceğini öne sürdü. Bu yörüngelere sabit adını verdi. Sabit yörüngelerin dışında bir elektron var olamaz. Bohr o zaman bunun neden böyle olduğunu açıklayamamıştı. Ancak böyle bir modelin birçok deneysel gerçeği açıklamaya izin verdiğini gösterdi (bu, paragraf 2.7'de daha ayrıntılı olarak tartışılmıştır).

Bohr modelindeki elektron yörüngeleri 1, 2, 3, ... tam sayılarıyla gösterilir. Nçekirdeğe en yakın olandan başlayarak. Aşağıda bu tür yörüngeleri adlandıracağız seviyeler. Hidrojen atomunun elektronik yapısını tanımlamak için seviyeler tek başına yeterlidir. Ancak daha karmaşık atomlarda seviyelerin benzer enerjilerden oluştuğu ortaya çıktı. alt düzeyler. Örneğin, seviye 2 iki alt seviyeden (2s ve 2p) oluşur. Üçüncü seviye, Şekil 2'de gösterildiği gibi 3 alt seviyeden (3s, 3p ve 3d) oluşur. 2-6. Dördüncü seviye (şekle uymadı) 4s, 4p, 4d, 4f alt seviyelerinden oluşur. Paragraf 2.7'de size bu alt düzey adlarının tam olarak nereden geldiğini ve yaklaşık olarak ne olduğunu anlatacağız. fiziksel deneyler"görmemizi" sağlayan elektronik seviyeler ve atomlardaki alt seviyeler.

Pirinç. 2-6. Bohr'un hidrojen atomundan daha karmaşık atomlar için modeli. Çizim ölçekli değildir; aslında aynı seviyedeki alt seviyeler birbirine çok daha yakındır.

Herhangi bir atomun elektron kabuğunda, çekirdeğindeki protonların sayısı kadar elektron vardır, dolayısıyla atom bir bütün olarak elektriksel olarak nötrdür. Bir atomdaki elektronlar çekirdeğe en yakın seviyeleri ve alt seviyeleri doldurur çünkü bu durumda enerjileri, daha uzak seviyelere yerleşmeleri durumundakinden daha azdır. Her seviye ve alt seviye yalnızca belirli sayıda elektronu tutabilir.

Alt seviyeler ise eşit enerjiden oluşur yörüngeler(Şekil 2-6'da gösterilmemiştir). Mecazi anlamda konuşursak, bir atomun elektron bulutu, belirli bir atomun tüm elektronlarının "yaşadığı" bir şehir veya caddeyle karşılaştırılırsa, o zaman bir seviye bir evle, bir alt seviye bir apartman dairesiyle ve bir yörünge bir apartman dairesiyle karşılaştırılabilir. elektronlara yer var. Herhangi bir alt seviyenin tüm yörüngeleri aynı enerjiye sahiptir. S-alt seviyesinde yalnızca bir "oda" vardır - yörünge. P-alt seviyesinde 3, d-alt seviyesinde 5 ve f-alt seviyesinde 7'ye kadar yörünge bulunur. Her “oda” yörüngesinde bir veya iki elektron “yaşayabilir”. Elektronların bir yörüngede ikiden fazla bulunmasının yasaklanmasına ne ad verilir? Pauli'nin yasağı- bunu keşfeden bilim adamının adını almıştır önemli özellik atomun yapısı. Bir atomdaki her elektronun, "kuantum" adı verilen dört sayıdan oluşan bir dizi olarak yazılan kendi "adresi" vardır. Kuantum sayıları bölüm 2.7'de ayrıntılı olarak tartışılacaktır. Burada sadece ana kuantum sayısından bahsedeceğiz. N(bkz. Şekil 2-6), elektronun "adresinde" bu elektronun mevcut olduğu seviyenin numarasını gösterir.

©2015-2019 sitesi
Tüm hakları yazarlarına aittir. Bu site yazarlık iddiasında bulunmaz, ancak ücretsiz kullanım sağlar.
Sayfa oluşturulma tarihi: 2016-08-20

Kimyasallar etrafımızdaki dünyanın yapıldığı şeydir.

Her kimyasal maddenin özellikleri iki türe ayrılır: diğer maddeleri oluşturma yeteneğini karakterize eden kimyasal ve objektif olarak gözlemlenen ve kimyasal dönüşümlerden ayrı olarak değerlendirilebilen fiziksel. Örneğin, bir maddenin fiziksel özellikleri onun toplanma durumu (katı, sıvı veya gaz), termal iletkenlik, ısı kapasitesi, çözünebilirliktir. farklı ortamlar(su, alkol vb.), yoğunluk, renk, tat vb.

Bazılarının dönüşümleri kimyasal maddeler diğer maddelerde kimyasal olaylar veya kimyasal reaksiyonlar denir. Bazı özelliklerdeki değişikliklerin açıkça eşlik ettiği fiziksel olayların da mevcut olduğu unutulmamalıdır. fiziki ozellikleri maddeler başka maddelere dönüşmeden İLE fiziksel olaylarörneğin buzun erimesi, suyun donması veya buharlaşması vb.

Herhangi bir işlem sırasında kimyasal bir olayın meydana geldiği gerçeği gözlemlenerek çıkarılabilir. karakteristik özellikler kimyasal reaksiyonlar renk değişimi, çökelme, gaz oluşumu, ısı ve/veya ışık gibi.

Örneğin, aşağıdaki gözlemler yapılarak kimyasal reaksiyonların oluşumu hakkında bir sonuca varılabilir:

Günlük yaşamda kireç adı verilen suyun kaynatılması sırasında tortu oluşması;

Ateş yandığında ısı ve ışığın açığa çıkması;

Havada taze bir elma kesiminin renginin değişmesi;

Hamurun fermantasyonu vb. sırasında gaz kabarcıklarının oluşması.

Bir maddenin kimyasal reaksiyonlar sırasında hemen hemen hiçbir değişikliğe uğramayan, ancak birbirleriyle yalnızca yeni bir şekilde bağlanan en küçük parçacıklarına atom denir.

Bu tür madde birimlerinin varlığına dair fikir, eski zamanlarda ortaya çıktı. Antik Yunan Antik filozofların kafasında bu aslında “atom” teriminin kökenini açıklıyor çünkü Yunancadan tam anlamıyla çevrilen “atomos” “bölünemez” anlamına geliyor.

Ancak eski Yunan filozoflarının düşüncesinin aksine atomlar, maddenin mutlak minimumu değildir; kendileri de karmaşık bir yapıya sahiptir.

Her atom, sırasıyla p +, n o ve e - sembolleriyle gösterilen, atom altı parçacıklar adı verilen protonlar, nötronlar ve elektronlardan oluşur. Kullanılan notasyondaki üst simge, protonun birim pozitif yüke sahip olduğunu, elektronun birim negatif yüke sahip olduğunu ve nötronun yüksüz olduğunu gösterir.

İlişkin kaliteli cihaz atom, o zaman her atom için tüm protonlar ve nötronlar, çevresinde elektronların bir elektron kabuğu oluşturduğu çekirdek adı verilen bölgede yoğunlaşır.

Proton ve nötron hemen hemen aynı kütlelere sahiptir; m p ≈ m n ve elektronun kütlesi, her birinin kütlesinden neredeyse 2000 kat daha azdır, yani. m p /m e ≈ mn /m e ≈ 2000.

Bir atomun temel özelliği elektriksel nötrlüğü olduğundan ve bir elektronun yükü bir protonun yüküne eşit olduğundan, bundan herhangi bir atomdaki elektron sayısının proton sayısına eşit olduğu sonucunu çıkarabiliriz.

Örneğin, aşağıdaki tablo atomların olası bileşimini göstermektedir:

Aynı nükleer yüke sahip atom türleri, yani İle aynı numaraÇekirdeklerindeki protonlara kimyasal element denir. Böylece yukarıdaki tablodan atom1 ve atom2'nin bir kimyasal elemente, atom3 ve atom4'ün ise başka bir kimyasal elemente ait olduğu sonucuna varabiliriz.

Her kimyasal elementin, belirli bir şekilde okunan kendi adı ve bireysel sembolü vardır. Yani örneğin atomları çekirdeğinde yalnızca bir proton içeren en basit kimyasal elemente "hidrojen" adı verilir ve "kül" olarak okunan "H" simgesiyle gösterilir ve bir kimyasal elementtir. +7 nükleer yük (yani 7 proton içeren) - “nitrojen”, “en” olarak okunan “N” sembolüne sahiptir.

Yukarıdaki tablodan görebileceğiniz gibi, bir kimyasal elementin atomlarının çekirdeklerindeki nötron sayısı farklılık gösterebilir.

Aynı kimyasal elemente ait olan fakat sahip olan atomlar farklı miktarlar nötronlara ve dolayısıyla kütleye izotoplar denir.

Örneğin, hidrojen kimyasal elementinin üç izotopu vardır - 1 H, 2 H ve 3 H. H sembolünün üzerindeki 1, 2 ve 3 endeksleri, nötron ve protonların toplam sayısı anlamına gelir. Onlar. Hidrojenin, atomlarının çekirdeğinde bir proton bulunmasıyla karakterize edilen kimyasal bir element olduğunu bilerek, 1H izotopunda hiç nötron bulunmadığı (1-1 = 0) sonucuna varabiliriz. 2H izotopu - 1 nötron (2-1=1) ve 3H izotopunda - iki nötron (3-1=2). Daha önce de belirtildiği gibi, nötron ve proton aynı kütlelere sahip olduğundan ve elektronun kütlesi onlarla karşılaştırıldığında ihmal edilebilecek kadar küçük olduğundan, bu, 2H izotopunun 1H izotopundan neredeyse iki kat daha ağır olduğu ve 3'ün ise 1H izotopundan neredeyse iki kat daha ağır olduğu anlamına gelir. H izotopu üç kat daha ağırdır. Hidrojen izotoplarının kütlelerindeki bu kadar büyük bir dağılım nedeniyle, 2H ve 3H izotoplarına, başka hiçbir kimyasal element için tipik olmayan ayrı bireysel isimler ve semboller bile verilmiştir. 2H izotopuna döteryum adı verildi ve D sembolü verildi ve 3H izotopuna trityum adı verildi ve T sembolü verildi.

Proton ve nötronun kütlesini bir olarak alırsak ve elektronun kütlesini ihmal edersek, aslında atomdaki toplam proton ve nötron sayısına ek olarak sol üst indeks onun kütlesi olarak düşünülebilir ve bu nedenle bu indeks kütle numarası olarak adlandırılır ve A sembolü ile gösterilir. Herhangi bir Protonun çekirdeğinin yükü atoma karşılık geldiğinden ve her protonun yükü geleneksel olarak +1'e eşit kabul edildiğinden, protonların sayısı çekirdeğe yük numarası (Z) denir. Bir atomdaki nötron sayısını N olarak göstererek, kütle numarası, yük numarası ve nötron sayısı arasındaki ilişki matematiksel olarak şu şekilde ifade edilebilir:

Modern kavramlara göre elektron ikili (parçacık-dalga) bir yapıya sahiptir. Hem parçacık hem de dalga özelliklerine sahiptir. Bir parçacık gibi, bir elektronun da kütlesi ve yükü vardır, ancak aynı zamanda bir dalga gibi elektronların akışı da kırınım yeteneği ile karakterize edilir.

Bir atomdaki bir elektronun durumunu tanımlamak için, elektronun belirli bir hareket yörüngesine sahip olmadığı ve uzayda herhangi bir noktaya ancak farklı olasılıklarla yerleştirilebildiği kuantum mekaniği kavramları kullanılır.

Çekirdeğin etrafındaki, bir elektronun bulunma olasılığının en yüksek olduğu uzay bölgesine atomik yörünge adı verilir.

Bir atomik yörünge sahip olabilir çeşitli şekiller, boyut ve yön. Atomik yörüngeye elektron bulutu da denir.

Grafiksel olarak, bir atomik yörünge genellikle kare hücre olarak gösterilir:

Kuantum mekaniği son derece karmaşık bir matematiksel aygıta sahiptir, bu nedenle okul kimyası dersi çerçevesinde yalnızca kuantum mekaniği teorisinin sonuçları dikkate alınır.

Bu sonuçlara göre herhangi bir atomik yörünge ve onun içinde yer alan elektron tamamen 4 kuantum sayısıyla karakterize edilir.

• Temel kuantum sayısı n, belirli bir yörüngedeki bir elektronun toplam enerjisini belirler. Ana kuantum sayısının değer aralığı – hepsi tamsayılar yani n = 1,2,3,4, 5 vb.
• Yörünge kuantum numarası - l - atomik yörüngenin şeklini karakterize eder ve 0'dan n-1'e kadar herhangi bir tamsayı değeri alabilir; burada n, hatırlayın, ana kuantum sayısıdır.

l = 0 olan yörüngelere denir S-orbitaller. s-Orbitallerin şekli küreseldir ve uzayda yönü yoktur:

l = 1 olan yörüngelere denir P-orbitaller. Bu yörüngeler üç boyutlu sekiz rakamı şeklindedir; sekiz rakamının bir simetri ekseni etrafında döndürülmesiyle elde edilen ve dışarıdan bir dambıla benzeyen bir şekil:

l = 2 olan yörüngelere denir D-orbitaller, ve l = 3 – F-orbitaller. Yapıları çok daha karmaşıktır.

3) Manyetik kuantum sayısı – ml – belirli bir atomik yörüngenin uzaysal yönelimini belirler ve yörüngesel açısal momentumun yön üzerine izdüşümünü ifade eder. manyetik alan. Manyetik kuantum sayısı ml, dış manyetik alan kuvveti vektörünün yönüne göre yörüngenin yönelimine karşılık gelir ve 0 dahil olmak üzere –l ila +l arasında herhangi bir tam sayı değeri alabilir, yani. olası değerlerin toplam sayısı (2l+1)'dir. Yani örneğin l = 0 m için l = 0 (bir değer), l = 1 m için l = -1, 0, +1 (üç değer), l = 2 m için l = -2, -1, 0, + 1 , +2 (manyetik kuantum sayısının beş değeri), vb.

Yani, örneğin p-orbitaller, yani. “üç boyutlu sekiz rakamı” şeklindeki yörünge kuantum numarası l = 1 olan yörüngeler, manyetik kuantum sayısının (-1, 0, +1) üç değerine karşılık gelir; uzayda birbirine dik üç yöne karşılık gelir.

4) Spin kuantum sayısı (veya basitçe spin) -ms- geleneksel olarak atomdaki elektronun dönme yönünden sorumlu kabul edilebilir; değerler alabilir. Farklı spinlere sahip elektronlar, yönü gösteren dikey oklarla gösterilir. farklı taraflar: ↓ ve .

Bir atomdaki aynı temel kuantum sayısına sahip tüm yörüngelerin oluşturduğu kümeye enerji düzeyi veya elektron kabuğu denir. Herhangi bir keyfi enerji seviyesi bazı sayılarla n, n 2 yörüngeden oluşur.

Temel kuantum sayısı ve yörünge kuantum numarasının aynı değerlerine sahip bir dizi yörünge, bir enerji alt seviyesini temsil eder.

Temel kuantum sayısı n'ye karşılık gelen her enerji düzeyi, n alt düzey içerir. Buna karşılık, yörünge kuantum sayısı l olan her enerji alt düzeyi (2l+1) yörüngeden oluşur. Böylece, s alt düzeyi bir s yörüngesinden, p alt düzeyi üç p yörüngesinden, d alt düzeyi beş d yörüngesinden ve f alt düzeyi yedi f yörüngesinden oluşur. Daha önce de belirtildiği gibi, bir atomik yörünge genellikle bir kare hücreyle gösterildiğinden, s-, p-, d- ve f-alt seviyeleri grafiksel olarak aşağıdaki gibi temsil edilebilir:

Her yörünge, kesin olarak tanımlanmış üç kuantum sayısı n, l ve ml'den oluşan bireysel bir diziye karşılık gelir.

Elektronların yörüngeler arasındaki dağılımına elektron konfigürasyonu denir.

Atomik yörüngelerin elektronlarla doldurulması üç koşula göre gerçekleşir:

• Minimum enerji prensibi: Elektronlar en düşük enerji alt seviyesinden başlayarak yörüngeleri doldururlar. Enerjilerinin artan sırasına göre alt seviyelerin sırası aşağıdaki gibidir: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;

Elektronik alt seviyelerin doldurulma sırasını hatırlamayı kolaylaştırmak için aşağıdaki grafik gösterim çok kullanışlıdır:

• Pauli ilkesi: Her yörünge ikiden fazla elektron içeremez.

Orbitalde bir elektron varsa buna eşlenmemiş, iki elektron varsa buna elektron çifti denir.

• Hund'un kuralı: Bir atomun en kararlı durumu, bir alt seviyede atomun mümkün olan maksimum sayıda eşleşmemiş elektrona sahip olduğu durumdur. Atomun bu en kararlı durumuna temel durum denir.

Aslında yukarıdakiler, örneğin 1., 2., 3. ve 4. elektronların p-alt seviyesinin üç yörüngesine yerleştirilmesinin şu şekilde gerçekleştirileceği anlamına gelir:

Atomik yörüngelerin yük sayısı 1 olan hidrojenden yük sayısı 36 olan kriptona (Kr) doldurulması şu şekilde gerçekleştirilecektir:

Atomik yörüngelerin doldurulma sırasının böyle bir temsiline enerji diyagramı denir. Bireysel elemanların elektronik diyagramlarına dayanarak, bunların sözde elektronik formüllerini (konfigürasyonlarını) yazmak mümkündür. Yani örneğin 15 protonlu ve bunun sonucunda 15 elektronlu bir element, yani. fosfor (P) aşağıdaki enerji diyagramına sahip olacaktır:

Elektronik formüle dönüştürüldüğünde fosfor atomu şu şekli alacaktır:

15 P = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3

Alt seviye sembolünün solundaki normal büyüklükteki sayılar, enerji seviyesi numarasını gösterir ve alt seviye sembolünün sağındaki üst simgeler, karşılık gelen alt seviyedeki elektron sayısını gösterir.

Aşağıda periyodik tablonun ilk 36 elementinin D.I. tarafından elektronik formülleri bulunmaktadır. Mendeleev.

Daha önce de belirtildiği gibi, temel hallerinde atomik yörüngelerdeki elektronlar en az enerji ilkesine göre konumlandırılır. Bununla birlikte, atomun temel durumundaki boş p-orbitallerinin varlığında, çoğu zaman ona aşırı enerji verilerek atom, uyarılmış duruma aktarılabilir. Örneğin, temel durumdaki bir bor atomunun elektronik konfigürasyonu ve enerji diyagramı aşağıdaki biçimdedir:

5 B = 1s 2 2s 2 2p 1

Ve heyecanlı bir durumda (*), yani. Bor atomuna bir miktar enerji verildiğinde elektron konfigürasyonu ve enerji diyagramı şu şekilde görünecektir:

5 B* = 1s 2 2s 1 2p 2

Atomun hangi alt seviyesinin en son doldurulduğuna bağlı olarak kimyasal elementler s, p, d veya f olarak ayrılır.

Tablodaki s, p, d ve f elemanlarını bulma D.I. Mendeleyev:

• S-elemanları doldurulacak son s-alt düzeyine sahiptir. Bu öğeler, grup I ve II'nin ana (tablo hücresinde solda) alt gruplarının öğelerini içerir.
• P elemanları için p alt seviyesi doldurulur. P-elementleri, birinci ve yedinci hariç her periyodun son altı elementini ve ayrıca III-VIII. grupların ana alt gruplarının unsurlarını içerir.
• d-elementleri s- ve p-elementleri arasında geniş periyotlarda bulunur.
• f-Elementlere lantanit ve aktinit denir. Bunlar D.I. tablosunun alt kısmında listelenmiştir. Mendeleev.

Kimyasal reaksiyonlar sırasında reaksiyona giren atomların çekirdekleri değişmeden kaldığından (radyoaktif dönüşümler hariç), atomların kimyasal özellikleri elektronik kabuklarının yapısına bağlıdır. Teori atomun elektronik yapısı kuantum mekaniği aparatı temel alınarak inşa edilmiştir. Böylece, atomik enerji seviyelerinin yapısı, atom çekirdeğinin etrafındaki boşlukta elektron bulma olasılıklarının kuantum mekaniksel hesaplamalarına dayanarak elde edilebilir ( pirinç. 4.5).

Pirinç. 4.5. Enerji seviyelerini alt seviyelere bölme şeması

Bir atomun elektronik yapısına ilişkin teorinin temelleri aşağıdaki hükümlere indirgenmiştir: bir atomdaki her elektronun durumu dört kuantum sayısıyla karakterize edilir: baş kuantum sayısı n = 1, 2, 3,; yörünge (azimut) l=0,1,2, n–1; manyetik M ben = –l, –1,0,1,  ben; döndürmek M S = -1/2, 1/2 .

Buna göre Pauli ilkesi Aynı atomda aynı dört kuantum sayısına sahip iki elektron olamaz. n, ben, m ben , M S; Aynı temel kuantum sayılarına (n) sahip elektron koleksiyonları, elektron katmanlarını veya atomun enerji seviyelerini oluşturur; çekirdekten itibaren numaralandırılır ve şu şekilde gösterilir: K, L, M, N, O, P, Q, ve verilen değere sahip enerji katmanında N en fazla olamaz 2n 2 elektronlar. Aynı kuantum sayılarına sahip elektron toplulukları N Ve ben, çekirdekten uzaklaştıkça belirlenen alt düzeyler oluşturur s, p, d, f.

Elektronun atom çekirdeği etrafındaki uzaydaki konumunun olasılıksal olarak belirlenmesi Heisenberg belirsizlik ilkesine karşılık gelir. Kuantum mekaniği kavramlarına göre, bir atomdaki elektronun belirli bir hareket yörüngesi yoktur ve çekirdeğin etrafındaki uzayın herhangi bir yerinde bulunabilir ve çeşitli konumları, belirli bir negatif yük yoğunluğuna sahip bir elektron bulutu olarak kabul edilir. Çekirdeğin etrafındaki elektronun bulunma olasılığının en yüksek olduğu boşluğa ne ad verilir? orbital. Elektron bulutunun yaklaşık %90'ını içerir. Her bir alt seviye 1'ler, 2'ler, 2p vesaire. belirli bir şekle sahip belirli sayıda yörüngeye karşılık gelir. Örneğin, 1s- Ve 2s- Orbitaller küreseldir ve 2p-orbitaller ( 2p X , 2p sen , 2p z-orbitaller) karşılıklı olarak dik yönlerde yönlendirilir ve dambıl şeklindedir ( pirinç. 4.6).

Pirinç. 4.6. Elektron yörüngelerinin şekli ve yönelimi.

Kimyasal reaksiyonlar sırasında atom çekirdeği değişikliğe uğramaz, yalnızca yapısı kimyasal elementlerin birçok özelliğini açıklayan atomların elektronik kabukları değişir. Atomun elektronik yapısı teorisine dayanarak, Mendeleev'in kimyasal elementlerin periyodik yasasının derin fiziksel anlamı oluşturulmuş ve kimyasal bağlanma teorisi oluşturulmuştur.

Periyodik kimyasal elementler sisteminin teorik gerekçesi, atomun yapısı hakkındaki verileri içerir; kimyasal elementlerin özelliklerindeki değişikliklerin periyodikliği ile atomlarının benzer türdeki elektronik konfigürasyonlarının periyodik tekrarı arasında bir bağlantının varlığını doğrular.

Atomun yapısı doktrini ışığında, Mendeleev'in tüm elementleri yedi döneme ayırması haklı çıkıyor: Dönem sayısı, elektronlarla dolu atomların enerji düzeylerinin sayısına karşılık geliyor. Küçük periyotlarda atom çekirdeğinin pozitif yükünün artmasıyla birlikte dış seviyedeki elektronların sayısı da artar (ilk periyotta 1'den 2'ye, ikinci ve üçüncü periyotlarda 1'den 8'e). Elementlerin özelliklerinde değişiklik: Dönemin başında (ilki hariç) alkali metal vardır, daha sonra metalik özelliklerde kademeli bir zayıflama ve metalik olmayan özelliklerde güçlenme gözlenir. Bu model ikinci dönemin unsurları için de izlenebilmektedir. tablo 4.2.

Tablo 4.2.

Büyük periyotlarda çekirdeklerin yükü arttıkça seviyelerin elektronlarla doldurulması daha zorlaşır, bu da elementlerin özelliklerinde küçük periyotlardaki elementlere göre daha karmaşık değişimi açıklar.

Alt gruplardaki kimyasal elementlerin özelliklerinin aynı doğası, şekilde gösterildiği gibi dış enerji seviyesinin benzer yapısıyla açıklanmaktadır. masa 4.3, alkali metallerin alt grupları için enerji seviyelerinin elektronlarla doldurulma sırasını göstermektedir.

Tablo 4.3.

Grup numarası genellikle bir atomdaki kimyasal bağların oluşumuna katılabilecek elektron sayısını gösterir. Bu, grup numarasının fiziksel anlamıdır. Periyodik tablonun dört yerinde elementler artan atom kütlelerine göre düzenlenmemiştir: Ar Ve k,ortak Ve Ni,Te Ve BEN,Bu Ve Pa. Bu sapmalar, kimyasal elementlerin periyodik tablosunun eksiklikleri olarak kabul edildi. Atomun yapısı doktrini bu sapmaları açıklıyordu. Nükleer yüklerin deneysel olarak belirlenmesi, bu elemanların düzeninin çekirdeklerinin yüklerindeki bir artışa karşılık geldiğini gösterdi. Ek olarak, atom çekirdeğinin yüklerinin deneysel olarak belirlenmesi, hidrojen ile uranyum arasındaki elementlerin sayısının yanı sıra lantanitlerin sayısının da belirlenmesini mümkün kılmıştır. Artık periyodik tablodaki tüm yerler şu aralıkta doldurulmuştur: z=1önce Z=114 ancak periyodik sistem tamamlanmadı, yeni transuranyum elementlerinin keşfi mümkün.

Bir atomun nasıl oluştuğuna bakalım. Sadece modeller hakkında konuşacağımızı unutmayın. Pratikte atomlar çok daha karmaşık bir yapıya sahiptir. Ancak modern gelişmeler sayesinde, özellikleri (hepsi olmasa bile) açıklayabiliyor ve hatta başarılı bir şekilde tahmin edebiliyoruz. Peki atomun yapısı nedir? Neyden “yapılmış”?

Atomun gezegen modeli

İlk kez 1913'te Danimarkalı fizikçi N. Bohr tarafından önerildi. Bu, bilimsel gerçeklere dayanan ilk atom yapısı teorisidir. Ayrıca modern tematik terminolojinin de temelini attı. İçinde elektron parçacıkları, Güneş çevresindeki gezegenlerle aynı prensibe göre atomun etrafında dönme hareketleri üretir. Bohr, bunların yalnızca çekirdekten kesin olarak tanımlanmış bir mesafede bulunan yörüngelerde var olabileceklerini öne sürdü. Bilim adamı bunun neden böyle olduğunu bilimsel açıdan açıklayamadı ancak böyle bir model birçok deneyle doğrulandı. Yörüngeleri belirtmek için çekirdeğe en yakın numaralandırılmış olan birden başlayarak tamsayı sayılar kullanıldı. Bu yörüngelerin tümüne aynı zamanda düzeyler de denir. Hidrojen atomunun, üzerinde bir elektronun döndüğü tek bir seviyesi vardır. Ancak karmaşık atomların da seviyeleri vardır. Benzer enerji potansiyeline sahip elektronları birleştiren bileşenlere ayrılırlar. Yani, ikincisinin zaten iki alt seviyesi var - 2s ve 2p. Üçüncüsünde zaten üç tane var - 3'ler, 3p ve 3d. Ve benzeri. İlk olarak, çekirdeğe yakın olan alt seviyeler “doldurulur” ve daha sonra uzaktakiler “doldurulur”. Her biri yalnızca belirli sayıda elektron tutabilir. Ama bu son değil. Her alt seviye yörüngelere bölünmüştür. Sıradan hayatla bir karşılaştırma yapalım. Bir atomun elektron bulutu bir şehre benzetilebilir. Seviyeler sokaklardır. Alt seviye - özel ev veya daire. Yörünge - oda. Her biri bir veya iki elektronu “yaşıyor”. Hepsinin belirli adresleri var. Bu atomun yapısının ilk diyagramıydı. Ve son olarak elektronların adreslerine gelince: bunlar “kuantum” adı verilen sayı kümeleri tarafından belirlenir.

Atomun dalga modeli

Ancak zamanla gezegen modeli revize edildi. Atomik yapıya ilişkin ikinci bir teori önerildi. Daha ileri düzeydedir ve pratik deneylerin sonuçlarını açıklamanıza olanak tanır. İlkinin yerini E. Schrödinger'in önerdiği atomun dalga modeli aldı. Daha sonra elektronun kendisini yalnızca parçacık olarak değil aynı zamanda dalga olarak da gösterebileceği zaten tespit edildi. Schrödinger ne yaptı? Bir dalganın hareketini tanımlayan bir denklem uyguladı. Böylece, bir atomdaki elektronun yörüngesi değil, belirli bir noktada tespit edilme olasılığı bulunabilir. Her iki teoriyi birleştiren şey, temel parçacıkların belirli seviyelerde, alt seviyelerde ve yörüngelerde bulunmasıdır. Modeller arasındaki benzerlik burada bitiyor. Size bir örnek vereyim: Dalga teorisinde yörünge, elektronun %95 olasılıkla bulunabileceği bölgedir. Alanın geri kalanı %5'i oluşturuyor ancak sonuçta kullanılan terminolojinin ortak olmasına rağmen atomların yapısal özelliklerinin dalga modeli kullanılarak tasvir edildiği ortaya çıktı.

Bu durumda olasılık kavramı

Bu terim neden kullanıldı? Heisenberg, 1927'de günümüzde mikropartiküllerin hareketini tanımlamak için kullanılan belirsizlik ilkesini formüle etti. Sıradan fiziksel bedenlerden temel farklılıklarına dayanmaktadır. Nedir? Klasik mekanik, bir kişinin olayları etkilemeden gözlemleyebileceğini varsaydı (gök cisimlerinin gözlemlenmesi). Elde edilen verilere dayanarak nesnenin belirli bir zamanda nerede olacağını hesaplamak mümkündür. Ancak mikrokozmosta işler mutlaka farklıdır. Yani örneğin aletin ve parçacığın enerjileri kıyaslanamaz olduğundan, bir elektronu etkilemeden gözlemlemek artık mümkün değildir. Bu, temel parçacığın konumunda, durumunda, yönünde, hareket hızında ve diğer parametrelerde değişikliklere yol açar. Ve kesin özelliklerden bahsetmenin bir anlamı yok. Belirsizlik ilkesinin kendisi bize bir elektronun çekirdek etrafındaki yörüngesini tam olarak hesaplamanın imkansız olduğunu söyler. Bir parçacığın yalnızca uzayın belirli bir bölgesinde bulunma olasılığını belirtebilirsiniz. Bu, kimyasal elementlerin atomlarının yapısının özelliğidir. Ancak bu, yalnızca bilim adamları tarafından pratik deneylerde dikkate alınmalıdır.

Atomik bileşim

Ancak konunun tamamına odaklanalım. Yani, iyi düşünülmüş elektron kabuğuna ek olarak atomun ikinci bileşeni çekirdektir. Pozitif yüklü protonlardan ve nötr nötronlardan oluşur. Hepimiz periyodik tabloya aşinayız. Her elementin sayısı içerdiği proton sayısına karşılık gelir. Nötron sayısı, bir atomun kütlesi ile proton sayısı arasındaki farka eşittir. Bu kuraldan sapmalar olabilir. Sonra elementin bir izotopunun mevcut olduğunu söylüyorlar. Bir atomun yapısı, bir elektron kabuğu ile "çevrelenecek" şekildedir. genellikle proton sayısına eşittir. İkincisinin kütlesi birincininkinden yaklaşık 1840 kat daha fazladır ve yaklaşık olarak nötronun ağırlığına eşittir. Çekirdeğin yarıçapı atom çapının yaklaşık 1/200.000'i kadardır. Kendisi küresel bir şekle sahiptir. Bu genel olarak kimyasal elementlerin atomlarının yapısıdır. Kütle ve özelliklerdeki farklılığa rağmen yaklaşık olarak aynı görünüyorlar.

Yörüngeler

Atomik yapı diyagramının ne olduğundan bahsederken bunlara sessiz kalamayız. Yani, şu türler var:

1. S. Küresel bir şekle sahiptirler.
2. P. Üç boyutlu sekiz rakamına veya bir mile benziyorlar.
3. d ve f. Resmi dilde tanımlanması zor olan karmaşık bir şekle sahiptirler.

Her türden bir elektron ilgili yörüngede %95 olasılıkla bulunabilir. Sunulan bilgiler, fiziksel bir gerçeklikten ziyade soyut bir matematiksel model olduğundan, sakin bir şekilde ele alınmalıdır. Ancak tüm bunlarla birlikte atomların ve hatta moleküllerin kimyasal özelliklerine ilişkin iyi bir tahmin gücüne sahiptir. Bir seviye çekirdekten ne kadar uzaktaysa, üzerine o kadar fazla elektron yerleştirilebilir. Böylece yörüngelerin sayısı özel bir formül kullanılarak hesaplanabilir: x 2. Burada x düzey sayısına eşittir. Ve bir yörüngeye en fazla iki elektron yerleştirilebildiğinden, bunların sayısal arama formülü en sonunda şu şekilde görünecektir: 2x2.

Yörüngeler: teknik veriler

Flor atomunun yapısından bahsedersek üç yörüngeye sahip olacaktır. Hepsi doldurulacak. Bir alt seviyedeki yörüngelerin enerjisi aynıdır. Bunları belirlemek için katman numarasını ekleyin: 2s, 4p, 6d. Flor atomunun yapısı hakkındaki konuşmaya dönelim. İki s- ve bir p-alt düzeyine sahip olacaktır. Dokuz protonu ve aynı sayıda elektronu vardır. İlki s seviyesi. Bu iki elektron. Sonra ikinci s seviyesi. İki elektron daha. Ve 5 p seviyesini dolduruyor. Bu onun yapısıdır. Aşağıdaki alt başlığı okuduktan sonra gerekli adımları kendiniz yapabilir ve bundan emin olabilirsiniz. Hangi florun da ait olduğundan bahsedersek, aynı grupta olmalarına rağmen özelliklerinin tamamen farklı olduğunu belirtmek gerekir. Dolayısıyla kaynama noktaları -188 ile 309 santigrat derece arasında değişmektedir. Peki neden birleşmişlerdi? Hepsi kimyasal özellikler sayesinde. Tüm halojenler ve büyük ölçüde flor en yüksek oksitleme yeteneğine sahiptir. Metallerle reaksiyona girerler ve oda sıcaklığında herhangi bir sorun olmadan kendiliğinden tutuşabilirler.

Yörüngeler nasıl doldurulur?

Elektronlar hangi kurallara ve prensiplere göre düzenlenmiştir? Daha iyi anlaşılması için ifadeleri basitleştirilmiş olan üç ana konuyu tanımanızı öneririz:

1. En az enerji ilkesi. Elektronlar artan enerji sırasına göre yörüngeleri doldurma eğilimindedir.
2. Pauli'nin ilkesi. Bir yörünge ikiden fazla elektron içeremez.
3. Hund kuralı. Bir alt seviyede elektronlar önce boş yörüngeleri doldurur ve ancak daha sonra çiftler oluşturur.

Atomun yapısı onu doldurmaya yardımcı olacak ve bu durumda görüntü açısından daha anlaşılır hale gelecektir. Bu nedenle devre şemalarının yapımıyla pratik olarak çalışırken onu el altında tutmak gerekir.

Örnek

Makale çerçevesinde söylenen her şeyi özetlemek için, bir atomun elektronlarının seviyeleri, alt seviyeleri ve yörüngeleri arasında nasıl dağıldığına (yani seviyelerin konfigürasyonunun ne olduğuna) dair bir örnek hazırlayabilirsiniz. Bir formül, bir enerji diyagramı veya bir katman diyagramı olarak gösterilebilir. Burada çok güzel resimler var, dikkatle incelendiğinde atomun yapısının anlaşılmasına yardımcı oluyor. Yani ilk önce 1. seviye doldurulur. Yalnızca bir yörüngenin bulunduğu tek bir alt düzeyi vardır. Tüm seviyeler en küçüğünden başlayarak sırayla doldurulur. İlk olarak, bir alt seviyede her yörüngeye bir elektron yerleştirilir. Daha sonra çiftler oluşturulur. Ücretsiz olanlar da varsa başka bir dolum konusuna geçiş oluyor. Ve şimdi nitrojen veya flor atomunun yapısının ne olduğunu (daha önce düşünülmüştü) kendiniz öğrenebilirsiniz. İlk başta biraz zor olabilir ama size yol göstermesi için resimlerden yararlanabilirsiniz. Açıklık sağlamak için nitrojen atomunun yapısına bakalım. 7 protona (çekirdeği oluşturan nötronlarla birlikte) ve aynı sayıda elektrona (elektron kabuğunu oluşturan) sahiptir. Önce ilk s seviyesi doldurulur. 2 elektronu vardır. Sonra ikinci s seviyesi gelir. Ayrıca 2 elektronu vardır. Diğer üçü ise her birinin bir yörüngeyi işgal ettiği p düzeyinde yer alıyor.

Çözüm

Gördüğünüz gibi atomun yapısı o kadar da zor bir konu değil (eğer konuya bir okul kimya dersi perspektifinden yaklaşırsanız tabii ki). Ve bu konuyu anlamak zor değil. Son olarak bazı özelliklerinden bahsetmek istiyorum. Örneğin oksijen atomunun yapısından bahsedersek sekiz protonu ve 8-10 nötronu olduğunu biliyoruz. Ve doğadaki her şey dengelenme eğiliminde olduğundan, iki oksijen atomu, iki eşleşmemiş elektronun kovalent bir bağ oluşturduğu bir molekül oluşturur. Bir diğer kararlı oksijen molekülü olan ozon (O3) da benzer şekilde oluşur. Oksijen atomunun yapısını bilerek, Dünyadaki en yaygın maddenin katıldığı oksidatif reaksiyonlar için formülleri doğru bir şekilde hazırlayabilirsiniz.