Dijagram strukture elektroničkih ljuski atoma kemijskog elementa. Struktura elektroničkih ljuski atoma: što je neutron, proton i elektron. Što su izotopi

Kemikalije su ono od čega se sastoji svijet oko nas.

Svojstva svake kemijske tvari podijeljena su u dvije vrste: kemijska, koja karakteriziraju njezinu sposobnost stvaranja drugih tvari, i fizička, koja se objektivno promatraju i mogu se promatrati odvojeno od kemijskih transformacija. Na primjer, fizikalna svojstva tvari su njezina agregatno stanje(kruto, tekuće ili plinovito), toplinska vodljivost, toplinski kapacitet, topljivost u različite sredine(voda, alkohol itd.), gustoća, boja, okus itd.

Preobrazbe nekih kemijske tvari u drugim se tvari nazivaju kemijskim pojavama ili kemijskim reakcijama. Treba napomenuti da postoje i fizikalni fenomeni koji su očito popraćeni promjenama u nekima fizička svojstva tvari bez pretvaranja u druge tvari. DO fizičke pojave, na primjer, uključuju topljenje leda, smrzavanje ili isparavanje vode itd.

O tome što se događa tijekom procesa kemijski fenomen, možemo zaključiti promatrajući karakteristične značajke kemijske reakcije, kao što su promjena boje, sedimentacija, razvijanje plina, toplina i/ili svjetlost.

Na primjer, zaključak o odvijanju kemijskih reakcija može se donijeti promatranjem:

Stvaranje taloga pri kuhanju vode, koji se u svakodnevnom životu naziva kamenac;

Oslobađanje topline i svjetlosti kada vatra gori;

Promjena boje reza svježe jabuke na zraku;

Stvaranje mjehurića plina tijekom fermentacije tijesta itd.

Najmanje čestice tvari koje se praktički ne mijenjaju tijekom kemijskih reakcija, već se samo međusobno povezuju na nov način, nazivaju se atomi.

Sama ideja o postojanju takvih jedinica materije nastala je još u drevna grčka u glavama antičkih filozofa, što zapravo objašnjava podrijetlo pojma “atom”, jer “atomos” u doslovnom prijevodu s grčkog znači “nedjeljiv”.

Međutim, suprotno ideji starogrčkih filozofa, atomi nisu apsolutni minimum materije, tj. sami imaju složenu strukturu.

Svaki atom se sastoji od takozvanih subatomskih čestica - protona, neutrona i elektrona, označenih redom simbolima p +, n o i e -. Gornji indeks u korištenoj oznaci označava da proton ima jedinični pozitivni naboj, elektron ima jedinični negativni naboj, a neutron nema naboj.

Što se tiče kvalitativne strukture atoma, u svakom atomu svi protoni i neutroni koncentrirani su u takozvanoj jezgri, oko koje elektroni tvore elektronsku ljusku.

Proton i neutron imaju gotovo iste mase, tj. m p ≈ m n, a masa elektrona je gotovo 2000 puta manja od mase svakog od njih, tj. m p /m e ≈ m n /m e ≈ 2000.

Jer temeljno svojstvo atom je njegova električna neutralnost, a naboj jednog elektrona jednak je naboju jednog protona, iz toga možemo zaključiti da je broj elektrona u bilo kojem atomu jednak broju protona.

Na primjer, donja tablica prikazuje mogući sastav atoma:

Vrsta atoma s istim nuklearnim nabojem, tj. s jednakim brojem protona u svojim jezgrama nazivamo kemijskim elementom. Dakle, iz gornje tablice možemo zaključiti da atom1 i atom2 pripadaju jednom kemijskom elementu, a atom3 i atom4 drugom kemijskom elementu.

Svaki kemijski element ima svoje ime i individualni simbol koji se čita na određeni način. Tako se, primjerice, najjednostavniji kemijski element, čiji atomi sadrže samo jedan proton u jezgri, naziva "vodik" i označava se simbolom "H", koji se čita kao "pepeo", a kemijski element s nuklearni naboj od +7 (tj. sadrži 7 protona) - "dušik", ima simbol "N", koji se čita kao "en".

Kao što se može vidjeti iz gornje tablice, atomi jednog kemijski element mogu se razlikovati u broju neutrona u jezgri.

Atomi koji pripadaju istom kemijskom elementu, ali imaju različit broj neutrona i, kao rezultat toga, masu, nazivaju se izotopi.

Na primjer, kemijski element vodik ima tri izotopa - 1 H, 2 H i 3 H. Indeksi 1, 2 i 3 iznad simbola H označavaju ukupan broj neutrona i protona. Oni. Znajući da je vodik kemijski element, kojeg karakterizira činjenica da se u jezgri njegovih atoma nalazi jedan proton, možemo zaključiti da u izotopu 1 H uopće nema neutrona (1-1 = 0), u izotop 2 H - 1 neutron (2-1=1) i izotop 3 H - dva neutrona (3-1=2). Budući da, kao što je već spomenuto, neutron i proton imaju iste mase, a masa elektrona je zanemarivo mala u usporedbi s njima, to znači da je izotop 2 H gotovo dvostruko teži od izotopa 1 H, a 3 Izotop H je čak tri puta teži. Zbog tako velikog raspršenja u masama izotopa vodika, izotopi 2H i 3H čak su odvojeni pojedinačna imena i simbola, što nije tipično ni za jedan drugi kemijski element. Izotop 2H je nazvan deuterij i dobio je simbol D, a izotop 3H je dobio ime tricij i dobio je simbol T.

Ako masu protona i neutrona uzmemo kao jednu, a zanemarimo masu elektrona, zapravo se gornji lijevi indeks, pored ukupnog broja protona i neutrona u atomu, može smatrati njegovom masom, pa stoga ovaj se indeks naziva masenim brojem i označava simbolom A. Budući da naboj jezgre bilo kojeg protona odgovara atomu, a naboj svakog protona konvencionalno se smatra jednakim +1, broj protona u jezgri naziva se broj naboja (Z). Označavanjem broja neutrona u atomu kao N, odnos između masenog broja, broja naboja i broja neutrona može se matematički izraziti kao:

Prema suvremenim konceptima, elektron ima dualnu (čestično-valnu) prirodu. Ima svojstva i čestice i vala. Kao i čestica, elektron ima masu i naboj, ali u isto vrijeme, protok elektrona, poput vala, karakterizira sposobnost difrakcije.

Za opisivanje stanja elektrona u atomu koriste se prikazi kvantna mehanika, prema kojem elektron nema određenu putanju i može se nalaziti u bilo kojoj točki prostora, ali s različitim vjerojatnostima.

Područje prostora oko jezgre gdje se najvjerojatnije nalazi elektron naziva se atomska orbitala.

Atomska orbitala može imati različite oblike, veličine i usmjerenja. Atomska orbitala naziva se i elektronski oblak.

Grafički se jedna atomska orbitala obično označava kao kvadratna ćelija:

Kvantna mehanika ima izuzetno složen matematički aparat, dakle, unutar okvira školski tečaj kemije, razmatraju se samo posljedice kvantno-mehaničke teorije.

Prema tim posljedicama, svaka atomska orbitala i elektron koji se nalazi u njoj u potpunosti su karakterizirani s 4 kvantna broja.

  • Glavni kvantni broj, n, određuje ukupnu energiju elektrona u danoj orbitali. Raspon vrijednosti glavnog kvantnog broja – sve cijeli brojevi, tj. n = 1,2,3,4, 5, itd.
  • Orbitalni kvantni broj - l - karakterizira oblik atomske orbitale i može poprimiti bilo koju cjelobrojnu vrijednost od 0 do n-1, gdje je n, podsjetimo, glavni kvantni broj.

Orbitale s l = 0 nazivaju se s-orbitale. s-Orbitale su sfernog oblika i nemaju usmjerenost u prostoru:

Orbitale s l = 1 nazivaju se str-orbitale. Ove orbitale imaju oblik trodimenzionalne osmice, tj. oblik koji se dobiva rotiranjem osmice oko osi simetrije, a izvana podsjećaju na bučicu:

Orbitale s l = 2 nazivaju se d-orbitale, a uz l = 3 – f-orbitale. Njihova struktura je mnogo složenija.

3) Magnetski kvantni broj – m l – određuje prostornu orijentaciju određene atomske orbitale i izražava projekciju orbitalne kutne količine gibanja na pravac magnetsko polje. Magnetski kvantni broj m l odgovara orijentaciji orbitale u odnosu na smjer vektora jakosti vanjskog magnetskog polja i može poprimiti bilo koje cjelobrojne vrijednosti od –l do +l, uključujući 0, tj. ukupan broj mogućih vrijednosti je (2l+1). Tako, na primjer, za l = 0 m l = 0 (jedna vrijednost), za l = 1 m l = -1, 0, +1 (tri vrijednosti), za l = 2 m l = -2, -1, 0, + 1, +2 (pet vrijednosti magnetskog kvantnog broja), itd.

Tako, na primjer, p-orbitale, t.j. orbitale s orbitalnim kvantnim brojem l = 1, koje imaju oblik "trodimenzionalne osmice", odgovaraju trima vrijednostima magnetskog kvantnog broja (-1, 0, +1), koji zauzvrat, odgovaraju tri pravca okomita jedan na drugi u prostoru.

4) Spinski kvantni broj (ili jednostavno spin) - m s - može se konvencionalno smatrati odgovornim za smjer rotacije elektrona u atomu; on može poprimiti vrijednosti. Elektroni s različitim spinovima označeni su okomitim strelicama koje pokazuju prema unutra različite strane: ↓ i .

Skup svih orbitala u atomu koje imaju isti glavni kvantni broj naziva se energetska razina ili elektronska ljuska. Svaka proizvoljna razina energije s nekim brojem n sastoji se od n 2 orbitala.

Skup orbitala s istim vrijednostima glavnog kvantnog broja i orbitalnog kvantnog broja predstavlja energetsku podrazinu.

Svaka energetska razina, koja odgovara glavnom kvantnom broju n, sadrži n podrazina. Zauzvrat, svaka energetska podrazina s orbitalnim kvantnim brojem l sastoji se od (2l+1) orbitala. Dakle, podrazina s sastoji se od jedne s orbitale, podrazina p sastoji se od tri p orbitale, podrazina d sastoji se od pet d orbitala, a podrazina f sastoji se od sedam f orbitala. Budući da se, kao što je već spomenuto, jedna atomska orbitala često označava jednom kvadratnom ćelijom, s-, p-, d- i f-podrazine mogu se grafički prikazati na sljedeći način:

Svaka orbitala odgovara pojedinačnom strogo definiranom skupu od tri kvantna broja n, l i m l.

Raspodjela elektrona među orbitalama naziva se elektronska konfiguracija.

Punjenje atomskih orbitala elektronima događa se u skladu s tri uvjeta:

  • Načelo minimalne energije: Elektroni ispunjavaju orbitale počevši od najniže energetske podrazine. Slijed podrazina u rastućem redoslijedu njihovih energija je sljedeći: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;

Kako bismo lakše zapamtili ovaj redoslijed ispunjavanja elektroničkih podrazina, vrlo je zgodna sljedeća grafička ilustracija:

  • Paulijevo načelo: Svaka orbitala ne može sadržavati više od dva elektrona.

Ako se u orbitali nalazi jedan elektron, onda se on naziva nespareni, a ako su dva, onda se nazivaju elektronskim parom.

  • Hundovo pravilo: najstabilnije stanje atoma je ono u kojem unutar jedne podrazine atom ima najveći mogući broj nesparenih elektrona. Ovo najstabilnije stanje atoma naziva se osnovnim stanjem.

Zapravo, gore navedeno znači da će se, na primjer, postavljanje 1., 2., 3. i 4. elektrona u tri orbitale p-podrazine izvesti na sljedeći način:

Popunjavanje atomskih orbitala od vodika, koji ima nabojni broj 1, do kriptona (Kr) s nabojnim brojem 36, izvršit će se na sljedeći način:

Takav prikaz redoslijeda popunjavanja atomskih orbitala naziva se energetski dijagram. Na temelju elektroničkih dijagrama pojedinih elemenata moguće je zapisati njihove tzv. elektroničke formule (konfiguracije). Tako, na primjer, element s 15 protona i, kao posljedica toga, 15 elektrona, tj. fosfor (P) će imati sljedeći energetski dijagram:

Kada se pretvori u elektroničku formulu, atom fosfora će poprimiti oblik:

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

Brojevi normalne veličine lijevo od simbola podrazine pokazuju broj energetske razine, a gornji indeksi desno od simbola podrazine pokazuju broj elektrona u odgovarajućoj podrazini.

Ispod su elektroničke formule prvih 36 elemenata periodnog sustava D.I. Mendeljejev.

razdoblje Predmet broj. simbol Ime elektronska formula
ja 1 H vodik 1s 1
2 On helij 1s 2
II 3 Li litij 1s 2 2s 1
4 Biti berilijum 1s 2 2s 2
5 B bor 1s 2 2s 2 2p 1
6 C ugljik 1s 2 2s 2 2p 2
7 N dušik 1s 2 2s 2 2p 3
8 O kisik 1s 2 2s 2 2p 4
9 F fluor 1s 2 2s 2 2p 5
10 ne neon 1s 2 2s 2 2p 6
III 11 Na natrij 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1
12 Mg magnezij 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2
13 Al aluminij 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1
14 Si silicij 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2
15 P fosfor 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3
16 S sumpor 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4
17 Cl klor 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
18 Ar argon 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6
IV 19 K kalij 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1
20 ca kalcij 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2
21 sc skandij 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1
22 Ti titanijum 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2
23 V vanadij 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3
24 Kr krom 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 ovdje promatramo skok jednog elektrona s s na d podnivo
25 Mn mangan 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5
26 Fe željezo 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6
27 Co kobalt 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7
28 Ni nikal 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8
29 Cu bakar 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 ovdje promatramo skok jednog elektrona s s na d podnivo
30 Zn cinkov 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10
31 ga galij 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1
32 Ge germanij 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2
33 Kao arsen 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3
34 Se selen 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4
35 Br brom 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5
36 Kr kripton 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6

Kao što je već spomenuto, u svom osnovnom stanju elektroni u atomskim orbitalama smješteni su prema principu najmanje energije. Međutim, u prisutnosti praznih p-orbitala u osnovnom stanju atoma, često se, predajući mu višak energije, atom može prebaciti u tzv. pobuđeno stanje. Na primjer, atom bora u svom osnovnom stanju ima elektroničku konfiguraciju i energetski dijagram sljedećeg oblika:

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

I u pobuđenom stanju (*), tj. Kada se nešto energije prenese atomu bora, njegova elektronska konfiguracija i energetski dijagram izgledat će ovako:

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

Ovisno o tome koja je podrazina u atomu zadnja ispunjena, kemijski elementi se dijele na s, p, d ili f.

Pronalaženje s, p, d i f elemenata u tablici D.I. Mendeljejev:

  • S-elementi imaju zadnji s-podrazinu koju treba ispuniti. Ovi elementi uključuju elemente glavne (lijevo u ćeliji tablice) podskupine skupina I i II.
  • Za p-elemente p-podrazina je popunjena. P-elementi uključuju zadnjih šest elemenata svakog razdoblja, osim prvog i sedmog, kao i elemente glavnih podskupina III-VIII skupina.
  • d-elementi se nalaze između s- i p-elemenata u velikim periodima.
  • f-Elementi se nazivaju lantanidi i aktinidi. Navedeni su na dnu tablice D.I. Mendeljejev.

Uzmimo mentalno atom bilo kojeg kemijskog elementa. U kojim su stanjima elektroni u njemu? Iz prethodnog odlomka jasno je da je za svaki elektron potrebno znati vrijednosti četiri kvantna broja koji karakteriziraju njegovo stanje. Ali još ne znamo koliko je elektrona u svakom stanju. Koja su stanja vjerojatnija, a koja manje? Odgovor na ova pitanja daju dva važna načelo(zakon). Prvu od njih otkrio je 1925. švicarski fizičar W. Pauli (1900.-1958.) i po njemu je nazvao - Paulijevo načelo.

Svi elektroni u atomu su u različitim stanjima, tj. karakteriziran različitim skupovima od četiri kvantna broja.

U ovom slučaju, koncept "principa" označava jedan od temeljnih zakona prirode, koji atom čini onim što jest - mikročesticom materije s individualnom elektronskom strukturom za svaki kemijski element. Uloga Paulijevog principa u prirodi postaje jasnija ako zamislimo da ono ne djeluje. Tada elektroničko okruženje atomske jezgre gubi svoju strukturnu određenost. Svi se elektroni kotrljaju u jedno najpovoljnije stanje.

Treba napomenuti da ovaj zakon vrijedi za sve fermione.

Iz Paulijevog principa proizlazi korolar koji određuje kapacitet orbitale, tj. broj elektrona koji mogu formirati jedan elektronski oblak. Odabirom bilo koje od orbitala fiksiramo prva tri kvantna broja. Na primjer, za orbitu 2 str 2: str = 2, /= 1, mj= 0. Ali također možete promijeniti kvantni broj spina m s Dobivamo dva skupa kvantnih brojeva:

Stoga orbitala ne može sadržavati više od dva elektrona, a atomi mogu sadržavati oblake s jednim i dva elektrona.

Dva elektrona u istoj orbitali nazivaju se elektronskim parom.

Poznavajući kapacitet orbitale, lako je razumjeti da je kapacitet energetske podrazine jednak dvostrukom broju orbitala (tablica 5.1).

Stol 5.1

Struktura podrazina u atomima

Skup elektrona iste energetske podrazine naziva se podljuska atoma.

Kapacitet energetske razine je zbroj kapaciteta podrazina (tablica 5.2). U prvom stupcu tablice, osim vrijednosti glavnog kvantnog broja, date su slovne oznake za elektronske ljuske atoma.

Tablica 5.2

Struktura energetskih razina u atomima

Skup elektrona iste energetske razine naziva se ljuska atoma.

Stvarno punjenje ("naseljenost") orbitala, podrazina i razina elektronima određeno je drugim principom - princip najmanje energije.

Osnovno (stabilno) stanje atoma odgovara minimalnoj ukupnoj energiji elektrona.

Stanja atoma s povećanom energijom nazivaju se uzbuđen. Atom u pobuđenom stanju je nestabilan u smislu da u vrlo kratkom vremenu (~10 -8 s) prelazi u osnovno stanje emitirajući kvante energije.

Svaki fizički sustav je stabilniji što mu je manja potencijalna energija. Stoga uvijek opažamo da bačeno tijelo udari o tlo ili se otkotrlja niz brdo, savijena opruga se ispravi itd. Također, elektronske ljuske atoma su u stabilnom stanju ako je ukupna energetska opskrba elektrona minimalna. Već znamo skup mogućih energetskih stanja atoma (vidi sl. 5.7). Razmotrimo kako su odgovarajuće podrazine i razine naseljene elektronima. U ovom slučaju strogo se poštuje Paulijevo načelo koje ima prednost nad načelom najmanje energije i ne krši se. Energetskim dijagramima i elektroničkim formulama prikazat ćemo elektroničku strukturu atoma. Energetski dijagram dio je ukupnog niza podrazina (vidi sliku 5.7), koji sadrži naseljene podrazine. Elektronska formula navodi naseljene podrazine prema rastućoj energiji, pokazujući broj elektrona sa superskriptima. Prva dva elementa periodnog sustava mogu se prikazati dijagramima I i II. Dijagram pokazuje da je položaj razine l* u atomu helija niži nego u atomu vodika, jer helij ima veći nuklearni naboj i elektrone jače privlači jezgra. Kapacitet prve energetske razine u atomu helija je iscrpljen.

Druga energetska razina elemenata nakon helija je naseljena. Razmotrimo energetske dijagrame tri najbliža elementa - litija, berilija i bora (dijagrami III, IV i V).


U litiju i beriliju podrazina je naseljena 2s. Peti elektron atoma bora počinje naseljavati podrazinu 2 R u skladu s Paulijevim načelom. Za atome ugljika i dušika naseljenost ove podrazine se nastavlja (dijagrami VI i VII).


Struktura ovih elemenata otkriva još jedan važan obrazac u formiranju elektronskih ljuski - Hundovo pravilo (1927).

Osnovno 7 stanje atoma odgovara zauzimanju maksimalnog broja energetski ekvivalentnih orbitala elektronima. U tom slučaju elektroni imaju iste spinske kvantne brojeve (svi +1/2 ili svi -1/2).

Kada se razmatra energetski dijagram atoma, čini se da prijenos elektrona između identičnih orbitala 2 R ne mijenja svoju energiju. Naime, kada se elektroni gibaju kroz različite orbitale, odbijanje između njih se smanjuje, zbog čega se potencijalna energija i dalje smanjuje. Elektroni koji zauzimaju pojedine orbitale nazivaju se nesparen. Nadalje, kada proučavamo prirodu kemijskih veza, vidjet ćemo da je valencija atoma određena brojem nesparenih elektrona. Dušik ima tri nesparena elektrona i doista je trovalentan. Dovoljno je prisjetiti se formule amonijaka NH3. Ugljik je, prema dijagramu, dvovalentan. Međutim, kada se apsorbira relativno mala energija, jedan elektron se prenosi s podrazine 25 na podrazinu 2 utrljati. Ugljik prelazi u pobuđeno stanje s elektronskom formulom s 2 2s ( 2p s . U tom stanju ima četiri nesparena elektrona. Slobodni atom može ostati u pobuđenom stanju samo vrlo kratko vrijeme. No, kad jednom uđe u molekulu, atom prima dodatne elektrone da ispuni orbitale. Nakon toga se isključuje mogućnost prijelaza u osnovno stanje, a atom ugljika ostaje četverovalentan. Zapravo, energija potrošena na pobuđivanje elektrona kompenzira se energijom stvaranja dodatnih kemijskih veza.

Zauzimanje 2p-orbisa gala s drugim elektronima događa se u kisiku, fluoru i neonu (dijagrami VIII, IX, X). U ovom slučaju, broj preostalih nesparenih elektrona i, sukladno tome, valencija atoma sukcesivno se smanjuje. To odgovara osnovnim spoznajama o svojstvima kisika, fluora i neona: kisik je dvovalentan, fluor jednovalentan, a neon ne stvara kemijske veze, tj. njegova valencija je nula.


Vidjeli smo da je u elementima od litija do neona druga energetska razina naseljena elektronima i zato oni čine

  • 2. period periodnog sustava elemenata. Uz neon, natrij počinje naseljavati treću energetsku razinu, a zatim se formira
  • 3. razdoblje jer su podrazine 35 i 3 naseljene R. Energetski dijagrami i elektroničke formule elemenata od natrija do argona mogu se prikazati u skraćenom obliku označavanjem ponavljajućeg skupa neonskih elektrona kao . Značenje skraćene elektroničke formule je da označava samo valentne elektrone atoma. Preostali elektroni koji čine elektronska jezgra atoma, za kemiju su od sekundarne važnosti. Kao primjer napišimo skraćene formule i dijagrame za natrij, silicij i argon (dijagrami XI, XII i XIII).

Broj kemijskih elemenata u 2. i 3. periodi određen je ukupnim kapacitetom 5- i /^-podrazine, koji iznosi osam elektrona. Dakle, prisutnost točno osam skupina u periodnom sustavu dobiva fizičko objašnjenje. Također postaje jasan razlog uočene sličnosti kemijskih elemenata u skupinama. Uspoređujući energetske dijagrame elemenata iste skupine - litija i natrija, ugljika i silicija itd. - uočavamo da ih karakterizira ista naseljenost vanjske energetske razine. To podrazumijeva, prije svega, istu valenciju atoma, što određuje sličnost kemijskih svojstava. Ali elektroničke strukture atoma, uzete u cjelini, različite su. Broj elektronskih ljuski raste iz perioda u period, što za sobom povlači povećanje polumjera atoma. Stoga, kao što je već navedeno, uz sličnost postoji i određena usmjerenost u promjeni svojstava.

Iz elektroničkih formula i energetskih dijagrama atoma vidljivo je da u skupinama IA i PA elektroni ispunjavaju vanjsku 5-podrazinu, au skupinama I HA-V111A - vanjsku p-podrazinu. To daje osnovu za klasifikaciju kemijskih elemenata u blokove. Prve dvije skupine smatraju se blok s-elemenata, i skupine od ŠA do VIIIA - as blok p-elemenata.

U periodnom sustavu također postoje skupine s istim brojevima, ali uz dodatak simbola "B". Kako se objašnjava postojanje ovih grupa? Od sl. 5.6 očito je da podrazina 3d u energiji je između podrazina 45 i 4 R. U periodnom sustavu 4. perioda, kao i prethodne, počinje s dva 5-elementa - kalijem ([Ar]45 l) i kalcijem (fAr]4l 2). Nakon kalcija počinje taloženje izvan razine R, kao u 2. i 3. razdoblju, te podrazinu 3d, čiji je kapacitet 10 elektrona. Elektroni na ^-podrazini pojavljuju se jedan za drugim u skandiju i elementima koji ga slijede, uključujući cink. Uključeni su u blok d-elemenata. Numeriranje skupina d-elemenata temelji se na činjenici da u skupinama od III do VIII postoji jednak broj elektrona u dvije gornje podrazine i p-elemenata (5- i p-podrazine) i d-elemenata (5 - i d- podrazine). Grupe IB i PV numerirane su prema populaciji vanjske 5-podrazine, slično 5-elementima.

Četvrtu periodu završavaju p-elementi nakon cinka. Njihova ispunjena 3g/-razina se energetski stabilizira i postaje niža od podrazine Kao. To se objašnjava različitom brzinom smanjenja energije orbitala 45- i 3^/-podrazine s povećanjem naboja atomske jezgre (sl. 5.9).

Riža. 5.9.

Primjer 5.1. Napišite skraćene elektronske formule za željezo i kripton.

Riješenje. I za željezo i za kripton, najbliži prekursor plemenitog plina je argon (Z = 18). Željezo (Z = 26) ima osam elektrona koji popunjavaju gornje 45- i 36-podrazine. Zapisujemo formulu 45 2 3rf 6. Kripton (Z = 36) dodaje još 10 elektrona, koji potpuno naseljavaju podrazine 3d I Ar. Ispunjeno 3d- podrazinu stavljamo u formulu do 45. podrazine: [Ar]3 10 45 2 4/? 6.

Peta perioda periodnog sustava po strukturi je slična četvrtoj. Oba sadrže 18 kemijskih elemenata. U 5. periodu rubidij i stroncij pripadaju 5-bloku elemenata, 10 elemenata od itrija do kadmija pripadaju d-bloku, a preostalih šest elemenata od indija do ksenona pripadaju R- blok.

Slijede najdulje 6. i 7. razdoblje koje sadrže 32 elementa. U 6. razdoblju dodaje se obitelj od 14 kemijskih elemenata - od lantana do iterbija, tzv. lantanoidi, au 7. - slična obitelj aktinidi - od aktinija do nobelija. U njihovim su atomima 4/- i 5/-podrazine ispunjene elektronima. Lantanidi i aktinoidi čine blok /-elemenata. Zbog posebnih karakteristika orbitala /-podrazina, svi lantanoidi i svi aktinoidi pokazuju veliku sličnost u kemijskim svojstvima.

Primjer 5.2. Što objašnjava da obitelji /-elemenata sadrže 14 kemijskih elemenata?

Riješenje. U skladu s formulom 2/+1 podrazina f(1=3) sastoji se od sedam orbitala. Stoga je njegov kapacitet 14 elektrona, a postupno popunjavanje /-podrazine događa se u 14 kemijskih elemenata.

Dakle, kratki pregled elektroničke strukture atoma općenito otkriva fizikalnu osnovu periodičnosti promjena svojstava kemijskih elemenata i, posljedično, periodički zakon D. I. Mendeljejeva. Ukratko, možemo reći da je periodični zakon posljedica Paulijevog principa i principa najmanje energije.

Sastav atoma.

Atom se sastoji od atomska jezgra I elektronska ljuska.

Jezgra atoma sastoji se od protona ( p+) i neutroni ( n 0). Većina atoma vodika ima jezgru koja se sastoji od jednog protona.

Broj protona N(p+) jednak je nuklearnom naboju ( Z) i redni broj elementa u prirodnom nizu elemenata (i u periodnom sustavu elemenata).

N(str +) = Z

Zbroj neutrona N(n 0), označen jednostavno slovom N, i broj protona Z nazvao maseni broj a označava se slovom A.

A = Z + N

Elektronski omotač atoma sastoji se od elektrona koji se kreću oko jezgre ( e -).

Broj elektrona N(e-) u elektronskom omotaču neutralnog atoma jednak je broju protona Z u svojoj srži.

Masa protona približno je jednaka masi neutrona i 1840 puta veća od mase elektrona, pa je masa atoma gotovo jednaka masi jezgre.

Oblik atoma je sferičan. Polumjer jezgre približno je 100 000 puta manji od polumjera atoma.

Kemijski element- vrsta atoma (skupina atoma) s istim nabojem jezgre (s istim brojem protona u jezgri).

Izotop- skup atoma istog elementa s istim brojem neutrona u jezgri (ili vrsta atoma s istim brojem protona i istim brojem neutrona u jezgri).

Različiti izotopi međusobno se razlikuju po broju neutrona u jezgri svojih atoma.

Oznaka pojedinog atoma ili izotopa: (E - simbol elementa), na primjer: .


Građa elektronske ljuske atoma

Atomska orbitala- stanje elektrona u atomu. Simbol za orbitalu je . Svaka orbitala ima odgovarajući elektronski oblak.

Orbitale stvarnih atoma u osnovnom (nepobuđenom) stanju su četiri vrste: s, str, d I f.

Elektronički oblak- dio prostora u kojem se može naći elektron s vjerojatnošću od 90 (ili više) posto.

Bilješka: ponekad se koncepti "atomske orbitale" i "elektronskog oblaka" ne razlikuju, nazivajući ih "atomskom orbitalom".

Elektronski omotač atoma je slojevit. Elektronički sloj formirani od elektronskih oblaka iste veličine. Orbitale jednog sloja tvore elektronska ("energetska") razina, njihove su energije iste za atom vodika, ali različite za ostale atome.

Orbitale iste vrste grupiraju se u elektronički (energetski) podrazine:
s-podrazina (sastoji se od jedne s-orbitale), simbol - .
str-podrazina (sastoji se od tri str
d-podrazina (sastoji se od pet d-orbitale), simbol - .
f-podrazina (sastoji se od sedam f-orbitale), simbol - .

Energije orbitala istog podrazina su iste.

Kod označavanja podrazina simbolu podrazine dodaje se broj sloja (elektronička razina), na primjer: 2 s, 3str, 5d sredstva s- podrazina druge razine, str- podrazina treće razine, d-podrazina pete razine.

Ukupan broj podrazina na jednoj razini jednak je broju razine n. Ukupan broj orbitala na jednoj razini jednak je n 2. Prema tome, ukupan broj oblaka u jednom sloju također je jednak n 2 .

Oznake: - slobodna orbitala (bez elektrona), - orbitala s nesparenim elektronom, - orbitala s elektronskim parom (s dva elektrona).

Redoslijed kojim elektroni ispunjavaju orbitale atoma određen je s tri zakona prirode (formulacije su dane u pojednostavljenim terminima):

1. Načelo najmanje energije - elektroni ispunjavaju orbitale redoslijedom povećanja energije orbitala.

2. Paulijev princip – u jednoj orbitali ne može biti više od dva elektrona.

3. Hundovo pravilo - unutar podrazine elektroni prvo ispunjavaju prazne orbitale (jedan po jedan), a tek nakon toga formiraju elektronske parove.

Ukupan broj elektrona u elektronskoj razini (ili elektronskom sloju) je 2 n 2 .

Distribucija podrazina po energiji izražava se na sljedeći način (prema rastućoj energiji):

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

Ovaj niz je jasno izražen energetskim dijagramom:

Raspodjela elektrona atoma po razinama, podrazinama i orbitalama (elektronička konfiguracija atoma) može se prikazati kao formula elektrona, energetski dijagram ili, jednostavnije, kao dijagram slojeva elektrona ("elektronski dijagram").

Primjeri elektroničke strukture atoma:

valentni elektroni- elektroni atoma koji mogu sudjelovati u stvaranju kemijskih veza. Za svaki atom, to su svi vanjski elektroni plus oni predvanjski elektroni čija je energija veća od energije vanjskih. Na primjer: atom Ca ima 4 vanjska elektrona s 2, oni su također valentni; atom Fe ima 4 vanjska elektrona s 2 ali on ima 3 d 6, dakle atom željeza ima 8 valentnih elektrona. Valentna elektronska formula atoma kalcija je 4 s 2, a atomi željeza - 4 s 2 3d 6 .

Periodni sustav kemijskih elemenata D. I. Mendeljejeva
(prirodni sustav kemijskih elemenata)

Periodički zakon kemijskih elemenata(moderna formulacija): svojstva kemijskih elemenata, kao i jednostavnih i složenih tvari koje oni formiraju, periodički ovise o vrijednosti naboja atomskih jezgri.

Periodni sustav elemenata- grafički izraz periodičkog zakona.

Prirodni nizovi kemijskih elemenata- niz kemijskih elemenata raspoređenih prema rastućem broju protona u jezgri njihovih atoma, ili, što je isto, prema rastućim nabojima jezgri tih atoma. Atomski broj elementa u ovom nizu jednak je broju protona u jezgri bilo kojeg atoma tog elementa.

Tablica kemijskih elemenata konstruirana je "rezanjem" prirodnog niza kemijskih elemenata razdoblja(vodoravni redovi tablice) i grupiranja (okomiti stupci tablice) elemenata sa sličnom elektronskom strukturom atoma.

Ovisno o načinu na koji kombinirate elemente u skupine, tablica može biti dugotrajni(elementi s istim brojem i vrstom valentnih elektrona skupljaju se u skupine) i kratak period(elementi s istim brojem valentnih elektrona skupljaju se u skupine).

Skupine kratkoperiodične tablice podijeljene su u podskupine ( glavni I strana), podudarajući se sa skupinama dugoperiodične tablice.

Svi atomi elemenata iste periode imaju isti broj elektronskih slojeva, jednak broju periode.

Broj elemenata u periodama: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Većina elemenata osme periode dobivena je umjetnim putem, posljednji elementi ove periode još nisu sintetizirani. Sva razdoblja osim prvoga počinju elementom koji tvori alkalijski metal (Li, Na, K itd.) i završavaju elementom koji tvori plemeniti plin (He, Ne, Ar, Kr itd.).

U kratkoperiodnoj tablici postoji osam skupina, od kojih je svaka podijeljena u dvije podskupine (glavnu i sporednu), u dugoperiodičnoj tablici postoji šesnaest skupina, koje su numerirane rimskim brojevima slovima A ili B, tj. primjer: IA, IIIB, VIA, VIIB. Skupina IA dugoperiodičnog sustava odgovara glavnoj podskupini prve skupine kratkoperiodičnog sustava; skupina VIIB - sekundarna podskupina sedme skupine: ostatak - slično.

Svojstva kemijskih elemenata prirodno se mijenjaju u skupinama i periodima.

U razdobljima (s rastućim rednim brojem)

  • povećava se nuklearni naboj
  • povećava se broj vanjskih elektrona,
  • radijus atoma se smanjuje,
  • povećava se snaga veze između elektrona i jezgre (energija ionizacije),
  • elektronegativnost se povećava,
  • pojačana su oksidacijska svojstva jednostavnih tvari ("nemetalnost"),
  • redukcijska svojstva jednostavnih tvari slabe ("metalnost"),
  • slabi osnovni karakter hidroksida i odgovarajućih oksida,
  • povećava se kiseli karakter hidroksida i odgovarajućih oksida.

U grupama (s rastućim rednim brojem)

  • povećava se nuklearni naboj
  • radijus atoma se povećava (samo u A-skupinama),
  • smanjuje se jakost veze između elektrona i jezgre (energija ionizacije; samo u A-skupinama),
  • smanjuje se elektronegativnost (samo u A-skupinama),
  • slabe oksidacijska svojstva jednostavnih tvari ("nemetalnost"; samo u A-skupinama),
  • pojačana su redukcijska svojstva jednostavnih tvari ("metalnost"; samo u A-skupinama),
  • povećava se bazičnost hidroksida i odgovarajućih oksida (samo u A-skupinama),
  • slabi kiseli karakter hidroksida i odgovarajućih oksida (samo u A-skupinama),
  • smanjuje se stabilnost vodikovih spojeva (povećava se njihova redukcijska aktivnost; samo u A-skupinama).

Zadaci i testovi na temu "Tema 9. "Građa atoma. Periodni zakon i periodni sustav kemijskih elemenata D. I. Mendeljejeva (PSHE) "."

  • Periodični zakon - Periodički zakon i građa atoma 8.–9
    Morate znati: zakonitosti popunjavanja orbitala elektronima (načelo najmanje energije, Paulijev princip, Hundovo pravilo), građu periodnog sustava elemenata.

    Morate znati: odrediti sastav atoma prema položaju elementa u periodnom sustavu i, obrnuto, pronaći element u periodnom sustavu, poznavajući njegov sastav; prikazati strukturni dijagram, elektroničku konfiguraciju atoma, iona i, obrnuto, odrediti položaj kemijskog elementa u PSCE iz dijagrama i elektroničke konfiguracije; karakterizirati element i tvari koje tvori prema položaju u PSCE-u; odrediti promjene polumjera atoma, svojstava kemijskih elemenata i tvari koje oni tvore unutar jedne periode i jedne glavne podskupine periodnog sustava.

    Primjer 1. Odredite broj orbitala u trećoj elektronskoj razini. Koje su to orbitale?
    Za određivanje broja orbitala koristimo formulu N orbitale = n 2 gdje n- broj razine. N orbitale = 3 2 = 9. Jedan 3 s-, tri 3 str- i pet 3 d-orbitale.

    Primjer 2. Odredite koji atom elementa ima elektronsku formulu 1 s 2 2s 2 2str 6 3s 2 3str 1 .
    Da biste odredili o kojem se elementu radi, morate saznati njegov atomski broj, koji je jednak ukupnom broju elektrona atoma. U ovom slučaju: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Ovo je aluminij.

    Nakon što ste se uvjerili da ste naučili sve što trebate, prijeđite na izvršavanje zadataka. Želimo vam uspjeh.


    Preporučena literatura:
    • O. S. Gabrielyan i dr. Kemija 11. razred. M., Droplja, 2002.;
    • G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. Kemija 11. razred. M., Obrazovanje, 2001.

Struktura elektroničkih ljuski atoma elemenata prve četiri periode: $s-$, $p-$ i $d-$elementi. Elektronička konfiguracija atoma. Osnovno i pobuđeno stanje atoma

Koncept atoma nastao je u starom svijetu za označavanje čestica materije. U prijevodu s grčkog, atom znači "nedjeljiv".

Elektroni

Irski fizičar Stoney na temelju pokusa došao je do zaključka da elektricitet prenose najsitnije čestice koje postoje u atomima svih kemijskih elemenata. Godine 1891. g. Stoney je predložio da se te čestice nazovu elektroni, što na grčkom znači "jantar".

Nekoliko godina nakon što je elektron dobio ime, engleski fizičar Joseph Thomson i francuski fizičar Jean Perrin dokazali su da elektroni nose negativan naboj. To je najmanji negativni naboj koji se u kemiji uzima kao jedinica $(–1)$. Thomson je čak uspio odrediti brzinu elektrona (jednaka je brzini svjetlosti - 300 000 $ km/s) i masu elektrona (1836 $ puta manja od mase atoma vodika).

Thomson i Perrin spojili su polove izvora struje s dvije metalne ploče - katodom i anodom, zalemljenima u staklenu cijev iz koje se odvodi zrak. Kada se na elektrodne ploče dovede napon od oko 10 tisuća volti, u cijevi je zabljesnulo svjetlosno pražnjenje, a čestice su poletjele s katode (negativni pol) na anodu (pozitivni pol), što su znanstvenici prvo nazvali katodne zrake, a zatim otkrili da je to struja elektrona. Elektroni koji udaraju u posebne tvari, poput onih na TV ekranu, uzrokuju sjaj.

Izveden je zaključak: elektroni bježe iz atoma materijala od kojeg je izrađena katoda.

Slobodni elektroni ili njihov tok mogu se dobiti na druge načine, na primjer, zagrijavanjem metalne žice ili osvjetljavanjem metala koje tvore elementi glavne podskupine I. skupine periodnog sustava (na primjer, cezij).

Stanje elektrona u atomu

Stanje elektrona u atomu shvaća se kao ukupnost informacija o energije određeni elektron u prostor, u kojem se nalazi. Već znamo da elektron u atomu nema putanju gibanja, tj. možemo samo razgovarati o vjerojatnosti njegov položaj u prostoru oko jezgre. Može se nalaziti u bilo kojem dijelu tog prostora koji okružuje jezgru, a skup različitih položaja smatra se elektronskim oblakom s određenom gustoćom negativnog naboja. Slikovito se to može zamisliti ovako: kada bi bilo moguće fotografirati položaj elektrona u atomu nakon stotinki ili milijuntinki sekunde, kao u fotofinišu, tada bi elektron na takvim fotografijama bio predstavljen kao točka. Kada bi se bezbroj takvih fotografija superponiralo, slika bi bila elektronski oblak najveće gustoće gdje je i najviše tih točaka.

Slika prikazuje “presjek” takve gustoće elektrona u atomu vodika koji prolazi kroz jezgru, a isprekidana linija ograničava sferu unutar koje je vjerojatnost detekcije elektrona $90%$. Kontura najbliža jezgri pokriva područje prostora u kojem je vjerojatnost detekcije elektrona $10%$, vjerojatnost detekcije elektrona unutar druge konture od jezgre je $20%$, unutar treće je $≈30% $, itd. Postoji određena nesigurnost u stanju elektrona. Da bi okarakterizirao ovo posebno stanje, njemački fizičar W. Heisenberg uveo je pojam princip neizvjesnosti, tj. pokazao je da je nemoguće istodobno i točno odrediti energiju i položaj elektrona. Što je preciznije određena energija elektrona, to je njegov položaj neizvjesniji, i obrnuto, nakon određivanja položaja nemoguće je odrediti energiju elektrona. Raspon vjerojatnosti detekcije elektrona nema jasne granice. Međutim, moguće je odabrati prostor u kojem je vjerojatnost pronalaska elektrona najveća.

Prostor oko atomske jezgre u kojem se najvjerojatnije nalazi elektron naziva se orbitala.

Sadrži približno $90%$ elektronskog oblaka, što znači da je oko $90%$ vremena elektron u ovom dijelu svemira. Na temelju oblika poznate su četiri vrste orbitala koje se označavaju latiničnim slovima $s, p, d$ i $f$. Grafički prikaz nekih oblika elektronskih orbitala prikazan je na slici.

Najvažnija karakteristika gibanja elektrona po određenoj orbitali je energija njegovog vezanja s jezgrom. Elektroni sa sličnim energetskim vrijednostima tvore jedan sloj elektrona, ili razina energije. Energetske razine su numerirane počevši od jezgre: $1, 2, 3, 4, 5, 6$ i $7$.

Cijeli broj $n$ koji označava broj energetske razine naziva se glavni kvantni broj.

Karakterizira energiju elektrona koji zauzimaju određenu energetsku razinu. Najnižu energiju imaju elektroni prve energetske razine, najbliže jezgri. U usporedbi s elektronima prve razine, elektrone sljedećih razina karakterizira velika količina energije. Posljedično, elektroni vanjske razine najslabije su vezani za atomsku jezgru.

Broj energetskih razina (elektronskih slojeva) u atomu jednak je broju periode u sustavu D. I. Mendeljejeva kojem kemijski element pripada: atomi elemenata prve periode imaju jednu energetsku razinu; drugi period - dva; sedmo razdoblje - sedam.

Najveći broj elektrona na energetskoj razini određen je formulom:

gdje je $N$ najveći broj elektrona; $n$ je broj razine, odnosno glavni kvantni broj. Posljedično: na prvoj energetskoj razini najbližoj jezgri ne mogu biti više od dva elektrona; na drugom - ne više od 8 $; na trećem - ne više od 18 $; na četvrtom - ne više od 32 $. A kako su, pak, raspoređene energetske razine (elektronički slojevi)?

Počevši od druge energetske razine $(n = 2)$, svaka od razina je podijeljena na podrazine (podslojeve), međusobno malo različite u energiji vezivanja s jezgrom.

Broj podrazina jednak je vrijednosti glavnog kvantnog broja: prva energetska razina ima jednu podrazinu; drugi - dva; treći - tri; četvrti - četiri. Podrazine, pak, tvore orbitale.

Svaka vrijednost $n$ odgovara broju orbitala jednakom $n^2$. Prema podacima prikazanim u tablici, može se pratiti veza između glavnog kvantnog broja $n$ i broja podrazina, tipa i broja orbitala, te maksimalnog broja elektrona na podrazini i razini.

Glavni kvantni broj, vrste i broj orbitala, najveći broj elektrona u podrazinama i razinama.

Razina energije $(n)$ Broj podrazina jednak je $n$ Orbitalni tip Broj orbitala Maksimalan broj elektrona
u podrazini na razini koja je jednaka $n^2$ u podrazini na razini jednakoj $n^2$
$K(n=1)$ $1$ $1s$ $1$ $1$ $2$ $2$
$L(n=2)$ $2$ $2s$ $1$ $4$ $2$ $8$
$2p$ $3$ $6$
$M(n=3)$ $3$ $3s$ $1$ $9$ $2$ $18$
$3p$ $3$ $6$
3d$ $5$ $10$
$N(n=4)$ $4$ $4s$ $1$ $16$ $2$ $32$
$4p$ $3$ $6$
4d$ $5$ $10$
$4f$ $7$ $14$

Podrazine se obično označavaju latiničnim slovima, kao i oblik orbitala od kojih se sastoje: $s, p, d, f$. Tako:

  • $s$-podrazina - prva podrazina svake energetske razine najbliža atomskoj jezgri, sastoji se od jedne $s$-orbitale;
  • $p$-podrazina - druga podrazina svake, osim prve, energetske razine sastoji se od tri $p$-orbitale;
  • $d$-podrazina - treća podrazina svake, počevši od treće, energetske razine, sastoji se od pet $d$-orbitala;
  • $f$-podrazina svake, počevši od četvrte energetske razine, sastoji se od sedam $f$-orbitala.

Atomska jezgra

Ali nisu samo elektroni dio atoma. Fizičar Henri Becquerel otkrio je da prirodni mineral koji sadrži uranovu sol također emitira nepoznato zračenje, izlažući fotografske filmove zaštićene od svjetlosti. Ova pojava je nazvana radioaktivnost.

Postoje tri vrste radioaktivnih zraka:

  1. $α$-zrake, koje se sastoje od $α$-čestica koje imaju naboj $2$ puta veći od naboja elektrona, ali s pozitivnim predznakom, i masu $4$ puta veću od mase atoma vodika;
  2. $β$-zrake predstavljaju tok elektrona;
  3. $γ$-zrake su elektromagnetski valovi zanemarive mase koji ne nose električni naboj.

Posljedično, atom ima složenu strukturu - sastoji se od pozitivno nabijene jezgre i elektrona.

Kako je strukturiran atom?

Godine 1910. u Cambridgeu, blizu Londona, Ernest Rutherford i njegovi studenti i kolege proučavali su raspršenje $α$ čestica koje prolaze kroz tanku zlatnu foliju i padaju na ekran. Alfa čestice obično su odstupale od prvotnog smjera samo za jedan stupanj, prividno potvrđujući ujednačenost i ujednačenost svojstava atoma zlata. I odjednom su istraživači primijetili da su neke $α$ čestice naglo promijenile smjer svoje staze, kao da nailaze na nekakvu prepreku.

Postavljajući ekran ispred folije, Rutherford je uspio detektirati čak i one rijetke slučajeve kada su $α$ čestice, reflektirane od atoma zlata, letjele u suprotnom smjeru.

Izračuni su pokazali da bi se opaženi fenomeni mogli dogoditi ako bi se cijela masa atoma i sav njegov pozitivni naboj koncentrirali u sićušnoj središnjoj jezgri. Polumjer jezgre, kako se pokazalo, 100.000 puta manji je od polumjera cijelog atoma, područja u kojem se nalaze elektroni s negativnim nabojem. Ako primijenimo figurativnu usporedbu, tada se cijeli volumen atoma može usporediti sa stadionom u Luzhnikiju, a jezgra se može usporediti s nogometnom loptom koja se nalazi u središtu igrališta.

Atom bilo kojeg kemijskog elementa usporediv je sa sićušnim Sunčevim sustavom. Stoga se ovaj model atoma, koji je predložio Rutherford, naziva planetarnim.

Protoni i neutroni

Ispostavilo se da se sićušna atomska jezgra, u kojoj je koncentrirana cjelokupna masa atoma, sastoji od dvije vrste čestica - protona i neutrona.

Protoni imaju naboj jednak naboju elektrona, ali suprotnog predznaka $(+1)$, i masu jednaku masi atoma vodika (u kemiji se uzima kao jedinica). Protoni se označavaju znakom $↙(1)↖(1)p$ (ili $p+$). Neutroni ne nose naboj, neutralni su i imaju masu jednaku masi protona, tj. $1$. Neutroni se označavaju znakom $↙(0)↖(1)n$ (ili $n^0$).

Protoni i neutroni zajedno se nazivaju nukleoni(od lat. jezgra- jezgra).

Zbroj broja protona i neutrona u atomu naziva se maseni broj. Na primjer, maseni broj atoma aluminija je:

Budući da se zanemarivo mala masa elektrona može zanemariti, očito je da je cjelokupna masa atoma koncentrirana u jezgri. Elektroni su označeni na sljedeći način: $e↖(-)$.

Budući da je atom električki neutralan, očito je i da da je broj protona i elektrona u atomu isti. Jednak je atomskom broju kemijskog elementa, dodijeljen mu u periodnom sustavu. Na primjer, jezgra atoma željeza sadrži $26$ protona, a $26$ elektrona kruži oko jezgre. Kako odrediti broj neutrona?

Kao što je poznato, masa atoma sastoji se od mase protona i neutrona. Poznavajući redni broj elementa $(Z)$, tj. broj protona i maseni broj $(A)$, jednak zbroju brojeva protona i neutrona, broj neutrona $(N)$ može se pronaći pomoću formule:

Na primjer, broj neutrona u atomu željeza je:

$56 – 26 = 30$.

U tablici su prikazane glavne karakteristike elementarnih čestica.

Osnovne karakteristike elementarnih čestica.

Izotopi

Varijante atoma istog elementa koji imaju isti nuklearni naboj, ali različite masene brojeve nazivaju se izotopi.

Riječ izotop sastoji se od dvije grčke riječi: isos- istovjetan i topos- mjesto, znači “zauzimanje jednog mjesta” (ćelije) u periodnom sustavu elemenata.

Kemijski elementi koji se nalaze u prirodi mješavina su izotopa. Dakle, ugljik ima tri izotopa s masama $12, 13, 14$; kisik - tri izotopa s masama $16, 17, 18, itd.

Obično je relativna atomska masa kemijskog elementa navedena u periodnom sustavu prosječna vrijednost atomskih masa prirodne mješavine izotopa danog elementa, uzimajući u obzir njihovu relativnu zastupljenost u prirodi, stoga vrijednosti atomskih mase su dosta često frakcijske. Na primjer, prirodni atomi klora su mješavina dva izotopa - $35$ (u prirodi ih ima $75%$) i $37$ (u prirodi ih ima $25%$); stoga je relativna atomska masa klora 35,5$. Izotopi klora zapisuju se na sljedeći način:

$↖(35)↙(17)(Cl)$ i $↖(37)↙(17)(Cl)$

Kemijska svojstva izotopa klora potpuno su ista, kao i izotopi većine kemijskih elemenata, na primjer kalija, argona:

$↖(39)↙(19)(K)$ i $↖(40)↙(19)(K)$, $↖(39)↙(18)(Ar)$ i $↖(40)↙(18 )(Ar)$

Međutim, svojstva izotopa vodika jako variraju zbog dramatičnog višestrukog povećanja njihove relativne atomske mase; čak su dobili i pojedinačna imena i kemijske simbole: protij - $↖(1)↙(1)(H)$; deuterij - $↖(2)↙(1)(H)$, ili $↖(2)↙(1)(D)$; tricij - $↖(3)↙(1)(H)$, ili $↖(3)↙(1)(T)$.

Sada možemo dati moderniju, strožu i znanstvenu definiciju kemijskog elementa.

Kemijski element skup je atoma s istim nuklearnim nabojem.

Struktura elektroničkih ljuski atoma elemenata prve četiri periode

Razmotrimo prikaz elektroničkih konfiguracija atoma elemenata prema periodima sustava D.I.Mendelejeva.

Elementi prvog razdoblja.

Dijagrami elektroničke strukture atoma prikazuju raspodjelu elektrona po elektroničkim slojevima (razinama energije).

Elektroničke formule atoma pokazuju raspodjelu elektrona po energetskim razinama i podrazinama.

Grafičke elektroničke formule atoma prikazuju raspodjelu elektrona ne samo po razinama i podrazinama, već i po orbitalama.

U atomu helija, prvi elektronski sloj je potpun - sadrži $2$ elektrona.

Vodik i helij su $s$ elementi; $s$ orbitala ovih atoma ispunjena je elektronima.

Elementi drugog razdoblja.

Za sve elemente druge periode, prvi sloj elektrona je ispunjen, a elektroni ispunjavaju $s-$ i $p$ orbitale drugog sloja elektrona u skladu s načelom najmanje energije (prvo $s$, a zatim $p$ ) i pravila Paulija i Hunda.

U atomu neona, drugi elektronski sloj je završen - sadrži $8$ elektrona.

Elementi trećeg razdoblja.

Za atome elemenata treće periode prvi i drugi elektronski sloj su dovršeni, pa je popunjen treći elektronski sloj u kojem elektroni mogu zauzeti 3s-, 3p- i 3d-podrazine.

Struktura elektroničkih ljuski atoma elemenata treće periode.

Atom magnezija završava svoju elektronsku orbitalu od 3,5$. $Na$ i $Mg$ su $s$-elementi.

U aluminiju i sljedećim elementima, podrazina $3d$ ispunjena je elektronima.

$↙(18)(Ar)$ Argon $1s^2(2)s^2(2)p^6(3)s^2(3)p^6$

Atom argona ima $8$ elektrona u svom vanjskom sloju (treći sloj elektrona). Kako je vanjski sloj završen, ali ukupno u trećem elektronskom sloju, kao što već znate, može biti 18 elektrona, što znači da elementi treće periode imaju nepopunjene $3d$-orbitale.

Svi elementi od $Al$ do $Ar$ su $r$ -elementi.

$s-$ i $p$ -elementi oblik glavne podskupine u periodnom sustavu.

Elementi četvrtog razdoblja.

Atomi kalija i kalcija imaju četvrti elektronski sloj i podrazina $4s$ je ispunjena, jer ima nižu energiju od podrazine $3d$. Za pojednostavljenje grafičkih elektroničkih formula atoma elemenata četvrte periode:

  1. Označimo konvencionalnu grafičku elektroničku formulu argona na sljedeći način: $Ar$;
  2. Nećemo prikazati podrazine koje nisu ispunjene ovim atomima.

$K, Ca$ - $s$ -elementi, uključeni u glavne podskupine. Za atome od $Sc$ do $Zn$, 3d podrazina je ispunjena elektronima. Ovo su $3d$ elementi. Uključeni su u bočne podskupine, njihov vanjski elektronski sloj je ispunjen, klasificiraju se kao prijelazni elementi.

Obratite pozornost na strukturu elektroničkih ljuski atoma kroma i bakra. U njima jedan elektron “otkaže” s $4s-$ na $3d$ podrazinu, što se objašnjava većom energetskom stabilnošću rezultirajućih $3d^5$ i $3d^(10)$ elektroničkih konfiguracija:

$↙(24)(Cr)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(4) 4s^(2)…$

$↙(29)(Cu)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(9)4s^(2)…$

Simbol elementa, serijski broj, naziv Dijagram elektroničke strukture Elektronska formula Grafička elektronička formula
$↙(19)(K)$ Kalij $1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$
$↙(20)(C)$ Kalcij $1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$
$↙(21)(Sc)$ Skandij $1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ ili $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$
$↙(22)(Ti)$ Titan $1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ ili $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$
$↙(23)(V)$ Vanadij $1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ ili $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$
$↙(24)(Cr)$ Krom $1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ ili $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$
$↙(29)(Cu)$ Krom $1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ ili $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$
$↙(30)(Zn)$ Cink $1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ ili $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$
$↙(31)(Ga)$ Galij $1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ ili $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$
$↙(36)(Kr)$ Kripton $1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ ili $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$

U atomu cinka treći elektronski sloj je završen - u njemu su popunjene sve $3s, 3p$ i $3d$ podrazine, s ukupno $18$ elektrona.

U elementima koji slijede nakon cinka, četvrti elektronski sloj, podrazina $4p$, nastavlja se puniti. Elementi od $Ga$ do $Kr$ - $r$ -elementi.

Vanjski (četvrti) sloj atoma kriptona je potpun i ima $8$ elektrona. Ali ukupno u četvrtom elektronskom sloju, kao što znate, može biti $32$ elektrona; atom kriptona još uvijek ima nepopunjene podrazine $4d-$ i $4f$.

Za elemente pete periode podrazine se popunjavaju sljedećim redoslijedom: $5s → 4d → 5p$. A postoje i iznimke povezane s "kvarom" elektrona u $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙(46 ) Pd$, $↙(47)Ag$. $f$ se pojavljuje u šestoj i sedmoj periodi -elementi, tj. elementi za koje su popunjene podrazine $4f-$ i $5f$ trećeg vanjskog elektroničkog sloja.

$4f$ -elementi nazvao lantanoidi.

$5f$ -elementi nazvao aktinidi.

Redoslijed popunjavanja elektroničkih podrazina u atomima elemenata šeste periode: $↙(55)Cs$ i $↙(56)Ba$ - $6s$ elementi; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-element; $↙(58)Se$ – $↙(71)Lu - 4f$-elementi; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-elemenata; $↙(81)T1$ – $↙(86)Rn - 6d$-elemenata. Ali i ovdje postoje elementi kod kojih je narušen redoslijed popunjavanja elektronskih orbitala, što je, na primjer, povezano s većom energetskom stabilnošću polu i potpuno ispunjenih $f$-podrazina, tj. $nf^7$ i $nf^(14)$.

Ovisno o tome koja je podrazina atoma posljednja ispunjena elektronima, svi elementi, kao što ste već razumjeli, podijeljeni su u četiri elektronske obitelji ili blokova:

  1. $s$ -elementi;$s$-podrazina vanjske razine atoma ispunjena je elektronima; $s$-elementi uključuju vodik, helij i elemente glavnih podskupina I. i II.
  2. $p$ -elementi;$p$-podrazina vanjske razine atoma ispunjena je elektronima; $p$-elementi uključuju elemente glavnih podskupina III–VIII skupina;
  3. $d$ -elementi;$d$-podrazina predvanjske razine atoma ispunjena je elektronima; $d$-elementi uključuju elemente sekundarnih podskupina skupina I–VIII, tj. elementi interkalarnih dekada velikih perioda koji se nalaze između $s-$ i $p-$elemenata. Također se nazivaju prijelazni elementi;
  4. $f$ -elementi; elektroni ispunjavaju $f-$podrazinu treće vanjske razine atoma; tu spadaju lantanidi i aktinoidi.

Elektronička konfiguracija atoma. Osnovno i pobuđeno stanje atoma

Švicarski fizičar W. Pauli 1925. godine otkrio je da atom ne može imati više od dva elektrona u jednoj orbitali, sa suprotnim (antiparalelnim) leđima (prevedeno s engleskog kao vreteno), tj. posjedujući svojstva koja se konvencionalno mogu zamisliti kao rotacija elektrona oko njegove zamišljene osi u smjeru kazaljke na satu ili suprotno od njega. Ovaj princip se zove Paulijevo načelo.

Ako postoji jedan elektron u orbitali, zove se nesparen, ako dva, onda ovo sparenih elektrona, tj. elektroni sa suprotnim spinovima.

Na slici je prikazan dijagram podjele energetskih razina na podrazine.

$s-$ Orbitalni, kao što već znate, ima sferni oblik. Elektron atoma vodika $(n = 1)$ nalazi se u ovoj orbitali i nije sparen. Iz tog razloga to elektronska formula, ili elektronička konfiguracija, piše se ovako: $1s^1$. U elektronskim formulama broj energetske razine označava se brojem ispred slova $(1...)$, latinično slovo označava podrazinu (vrstu orbitale), a broj napisan desno iznad slovo (kao eksponent) pokazuje broj elektrona u podrazini.

Za atom helija He, koji ima dva uparena elektrona u jednoj $s-$orbitali, ova formula je: $1s^2$. Elektronski omotač atoma helija je potpun i vrlo stabilan. Helij je plemeniti plin. Na drugoj energetskoj razini $(n = 2)$ nalaze se četiri orbitale, jedna $s$ i tri $p$. Elektroni $s$-orbitale druge razine ($2s$-orbitala) imaju veću energiju, jer nalaze se na većoj udaljenosti od jezgre nego elektroni $1s$ orbitale $(n = 2)$. Općenito, za svaku vrijednost $n$ postoji jedna $s-$orbitala, ali s odgovarajućom opskrbom energijom elektrona na njoj i, prema tome, s odgovarajućim promjerom, koji raste kako vrijednost $n$ raste. $ s-$Orbitala, kao što već znate, ima sferni oblik. Elektron atoma vodika $(n = 1)$ nalazi se u ovoj orbitali i nije sparen. Stoga je njegova elektronička formula, odnosno elektronička konfiguracija, zapisana na sljedeći način: $1s^1$. U elektronskim formulama broj energetske razine označava se brojem ispred slova $(1...)$, latinično slovo označava podrazinu (vrstu orbitale), a broj napisan desno iznad slovo (kao eksponent) pokazuje broj elektrona u podrazini.

Za atom helija $He$, koji ima dva uparena elektrona u jednoj $s-$orbitali, ova formula je: $1s^2$. Elektronski omotač atoma helija je potpun i vrlo stabilan. Helij je plemeniti plin. Na drugoj energetskoj razini $(n = 2)$ nalaze se četiri orbitale, jedna $s$ i tri $p$. Elektroni $s-$orbitala druge razine ($2s$-orbitale) imaju veću energiju, jer nalaze se na većoj udaljenosti od jezgre nego elektroni $1s$ orbitale $(n = 2)$. Općenito, za svaku vrijednost $n$ postoji jedna $s-$orbitala, ali s odgovarajućom opskrbom energijom elektrona na njoj i, prema tome, s odgovarajućim promjerom, koji raste kako se povećava vrijednost $n$.

$p-$ Orbitalni ima oblik bučice ili voluminozne osmice. Sve tri $p$-orbitale nalaze se u atomu međusobno okomito duž prostornih koordinata povučenih kroz jezgru atoma. Treba još jednom naglasiti da svaka energetska razina (elektronički sloj), počevši od $n= 2$, ima tri $p$-orbitale. Kako vrijednost $n$ raste, elektroni zauzimaju $p$-orbitale koje se nalaze na velikim udaljenostima od jezgre i usmjerene su duž $x,y,z$ osi.

Za elemente druge periode $(n = 2)$ najprije se popunjava jedna $s$-orbitala, a zatim tri $p$-orbitale; elektronska formula $Li: 1s^(2)2s^(1)$. Elektron $2s^1$ slabije je vezan za jezgru atoma, pa ga se atom litija može lako odreći (kao što se očito sjećate, taj se proces naziva oksidacija), pretvarajući se u litijev ion $Li^+$ .

U atomu berilija Be, četvrti elektron se također nalazi u $2s$ orbitali: $1s^(2)2s^(2)$. Dva vanjska elektrona atoma berilija lako se odvajaju - $B^0$ se oksidira u kation $Be^(2+)$.

U atomu bora, peti elektron zauzima $2p$ orbitalu: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$. Zatim se atomi $C, N, O, F$ popunjavaju $2p$-orbitalama, koje završavaju s plemenitim plinom neonom: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$.

Za elemente treće periode popunjene su orbitale $3s-$ odnosno $3p$. Pet $d$-orbitala treće razine ostaje slobodno:

$↙(11)Na 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,

$↙(17)Cl 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(5)$,

$↙(18)Ar 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)$.

Ponekad se u dijagramima koji prikazuju raspodjelu elektrona u atomima navodi samo broj elektrona na svakoj energetskoj razini, tj. pisati skraćene elektroničke formule atoma kemijskih elemenata, za razliku od gore navedenih potpunih elektroničkih formula, na primjer:

$↙(11)Na 2, 8, 1;$ $↙(17)Cl 2, 8, 7;$ $↙(18)Ar 2, 8, 8$.

Za elemente velikih perioda (četvrti i peti), prva dva elektrona zauzimaju $4s-$ odnosno $5s$ orbitale: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2 , 8, 18, 8, 2$. Počevši od trećeg elementa svake velike periode, sljedećih deset elektrona će ići na prethodne $3d-$ odnosno $4d-$orbitale (za elemente bočnih podskupina): $↙(23)V 2, 8, 11 , 2;$ $↙( 26)Fr 2, 8, 14, 2;$ $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙(43)Tc 2, 8, 18, 13, 2$. U pravilu, kada se popuni prethodna $d$-podrazina, počinje se popunjavati vanjska ($4r-$ odnosno $5r-$) $r-$podrazina: $↙(33)As 2, 8 , 18, 5;$ $ ↙(52)Te 2, 8, 18, 18, 6$.

Za elemente velikih perioda - šesti i nepotpuni sedmi - elektroničke razine i podrazine ispunjene su elektronima, u pravilu, ovako: prva dva elektrona ulaze u vanjsku $s-$podrazinu: $↙(56)Ba 2, 8 , 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)Pt 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1$; sljedeći jedan elektron (za $La$ i $Ca$) na prethodnu $d$-podrazinu: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ i $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2$.

Tada će sljedećih $14$ elektrona otići na treću vanjsku energetsku razinu, na $4f$ i $5f$ orbitale lantanida i aktinoida, redom: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2; $$↙(92 )U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2$.

Zatim će se ponovno početi graditi druga vanjska energetska razina ($d$-podrazina) elemenata bočnih podskupina: $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙(104)Rf 2, 8, 18 , 32, 32, 10, 2$. I konačno, tek nakon što se $d$-podrazina u potpunosti ispuni s deset elektrona, ponovno će se ispuniti $p$-podrazina: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.

Vrlo često se struktura elektroničkih ljuski atoma prikazuje pomoću energetskih ili kvantnih ćelija – tzv. grafičke elektronske formule. Za ovu se oznaku koristi sljedeća oznaka: svaka kvantna stanica označena je stanicom koja odgovara jednoj orbitali; Svaki elektron je označen strelicom koja odgovara smjeru spina. Kada pišete grafičku elektroničku formulu, trebali biste zapamtiti dva pravila: Paulijevo načelo, prema kojoj u ćeliji (orbitali) ne mogu biti više od dva elektrona, ali s antiparalelnim spinovima, i F. Hundovo pravilo, prema kojem elektroni zauzimaju slobodne ćelije prvo jedan po jedan i imaju istu vrijednost spina, a tek onda se sparuju, ali će spinovi, prema Paulijevom principu, biti suprotnih smjerova.

Svrha lekcije: Formirati ideje učenika o strukturi elektronske ljuske atoma na primjeru kemijskih elemenata razdoblja 1-3 periodnog sustava elemenata. Učvrstiti pojmove "periodički zakon" i "periodni sustav".

Ciljevi lekcije: Naučiti sastaviti elektroničke formule atoma, identificirati elemente po njihovim elektroničkim formulama, odrediti sastav atoma.

Oprema: Periodni sustav kemijskih elemenata D.I. Mendeljejev, ploča, multimedijski projektor, osobno računalo, raspored i prezentacija “Sastavljanje elektroničkih formula za strukturu atoma.”

Vrsta lekcije: kombinirana

Metode: verbalne, vizualne.

Tijekom nastave

I. Organizacijski trenutak.

Lijepi pozdrav. Označavanje odsutnih. Aktiviranje razreda za učenje nove teme.

Nastavnik govori i zapisuje temu lekcije na ploču "Građa elektronskih ljuski atoma."

II. Objašnjenje novog gradiva

Učitelj, nastavnik, profesor: Početkom 20. stoljeća usvojen je planetarni model strukture atoma, koju je predložio Rutherford, prema kojoj se elektroni kreću oko vrlo male pozitivno nabijene jezgre, poput planeta oko Sunca. ( Prezentacija. Slajd 1. Rutherfordov model).

Posljedično, u atomu postoje putanje duž kojih se elektron kreće. Međutim, daljnja istraživanja su pokazala da u atomu ne postoje putanje gibanja elektrona. Gibanje bez putanje znači da ne znamo kako se elektron kreće u atomu, ali možemo odrediti područje gdje se elektron najvjerojatnije nalazi. Ovo više nije orbita, nego orbitala . Krećući se oko atoma, elektroni se spajaju i formiraju ga elektronska ljuska.

Otkrijmo kako se elektroni kreću oko jezgre? Nasumično ili određenim redoslijedom? Istraživanje Niels Bohr- utemeljitelj moderne atomske fizike, kao i niz drugih znanstvenika, omogućili su nam da zaključimo: elektroni u atomima raspoređeni su u određene slojeve - ljuske i određenim redoslijedom.

Struktura elektroničkih ljuski atoma važna je za kemiju, budući da elektroni određuju kemijska svojstva tvari. Najvažnija karakteristika gibanja elektrona po određenoj orbitali je energija njegovog vezanja s jezgrom. Elektroni u atomu razlikuju se u određenoj energiji i, kako pokazuju pokusi, neki se privlače jezgri jače, drugi manje. To se objašnjava udaljenošću elektrona od jezgre. Što su elektroni bliže jezgri, to je njihova veza s jezgrom veća, ali imaju manju energiju. Kako se udaljavate od jezgre atoma, sila privlačenja elektrona prema jezgri se smanjuje, a rezerva energije se povećava. Tako nastaju elektronski slojevi u elektronskoj ljusci atoma. Elektroni sličnih energetskih vrijednosti tvore jedan elektronski sloj, odn energičan razini. Energija elektrona u atomu i razina energije određeni su glavnim kvantnim brojem n i poprima cjelobrojne vrijednosti 1, 2, 3, 4, 5, 6 i 7. Što je veća vrijednost n, to je veća energija elektrona u atomu. Maksimalni broj elektrona koji može biti na određenoj energetskoj razini određen je formulom:

Gdje N– najveći broj elektrona po razini;

n – broj energetske razine.

Utvrđeno je da prva ljuska ne sadrži više od dva elektrona, druga ne više od osam, treća ne više od 18, a četvrta ne više od 32. Nećemo razmatrati popunjavanje udaljenijih ljuski. . Poznato je da vanjska energetska razina ne može sadržavati više od osam elektrona; tzv dovršeno. Nazivaju se elektronički slojevi koji ne sadrže najveći broj elektrona nedovršen.

Broj elektrona u vanjskoj energetskoj razini elektronske ljuske atoma jednak je broju skupine za kemijske elemente glavnih podskupina.

Kao što je prethodno rečeno, elektron se ne kreće po orbiti, već po orbiti i nema putanju.

Prostor oko jezgre gdje se najvjerojatnije nalazi elektrona naziva se elektronska orbitala ili elektronski oblak.

Orbitale ili podrazine, kako ih još nazivaju, mogu imati različite oblike, a njihov broj odgovara broju razine, ali ne prelazi četiri. Prva energetska razina ima jednu podrazinu ( s), drugi – dva ( s,str), treći – tri ( s,p,d) itd. Elektroni različitih podrazina iste razine imaju različite oblike elektronskog oblaka: sferični (s), u obliku bučice (p) i složeniju konfiguraciju (d) i (f). Znanstvenici su se složili da će sferičnu atomsku orbitalu nazvati s-orbitalni. Najstabilniji je i nalazi se dosta blizu jezgre.

Što je veća energija elektrona u atomu, to se on brže okreće, to se njegovo područje boravka više rasteže i na kraju se pretvara u oblik bučice. str-orbitalni:

Elektronski oblak ovog oblika može zauzeti atom tri pozicije po prostornim koordinatnim osima x, g I z. To je lako objasniti: na kraju krajeva, svi elektroni su negativno nabijeni, dakle elektronski oblaci odbijaju jedni druge i nastoje biti smješteni što dalje jedni od drugih.

Tako, str Mogu postojati tri orbitale. Njihova je energija, naravno, ista, ali njihov položaj u prostoru je različit.

Nacrtajte dijagram sekvencijalnog punjenja energetskih razina elektronima

Sada možemo nacrtati dijagram strukture elektroničkih ljuski atoma:

  1. Ukupan broj elektrona na ljusci određujemo atomskim brojem elementa.
  2. Određujemo broj energetskih razina u elektronskoj ljusci. Njihov broj jednak je broju razdoblja u tablici D. I. Mendeljejeva u kojoj se element nalazi.
  3. Odredite broj elektrona na svakoj energetskoj razini.
  4. Koristeći arapske brojke za označavanje razine i označavanje orbitala slovima s i p, te broj elektrona dane orbitale arapskim brojem u gornjem desnom kutu slova, prikazujemo strukturu atoma potpunijim elektroničkim formulama . Znanstvenici su se složili označiti svaku atomsku orbitalu kvantna ćelija- trg na energetski dijagram:

Na s -podrazina može biti jedan atomska orbitala

i dalje str- njihova podrazina već može biti tri -

(prema tri koordinatne osi):

Orbitale d– I f- podrazina u atomu možda već postoji pet I sedam odnosno:

Jezgra atoma vodika ima naboj +1, tako da postoji samo jedan elektron koji se kreće oko njene jezgre na jednoj energetskoj razini. Zapišimo elektronsku konfiguraciju atoma vodika

Da bismo utvrdili vezu između strukture atoma kemijskog elementa i njegovih svojstava, razmotrimo još nekoliko kemijskih elemenata.

Sljedeći element nakon vodika je helij. Jezgra atoma helija ima naboj +2, pa atom helija sadrži dva elektrona na prvoj energetskoj razini:

Budući da prva energetska razina ne može sadržavati više od dva elektrona, smatra se dovršeno.

Element br. 3 – litij. Jezgra litija ima naboj +3, stoga u atomu litija postoje tri elektrona. Dva od njih su na prvoj energetskoj razini, a treći elektron počinje popunjavati drugu energetsku razinu. Prvo se popunjava s-orbitala prve razine, zatim s-orbitala druge razine. Elektron koji se nalazi u drugoj razini je slabije vezan za jezgru od druga dva.

Za atom ugljika već možemo pretpostaviti tri moguće sheme za punjenje elektronskih ljuski u skladu s elektronskim grafičkim formulama:

Analiza atomskog spektra pokazuje da je posljednja shema točna. Koristeći ovo pravilo, nije teško nacrtati dijagram elektronske strukture za atom dušika:

Ova shema odgovara formuli 1s 2 2s 2 2p 3. Tada počinje parno smještanje elektrona u 2p orbitale. Elektronske formule preostalih atoma druge periode:

Atom neona završava popunjavanje druge energetske razine, a izgradnja druge periode sustava elemenata je završena.

Pronađite kemijski znak litija u periodnom sustavu; od litija do neona Ne, naboj atomskih jezgri prirodno raste. Drugi sloj se postupno puni elektronima. Kako se broj elektrona u drugom sloju povećava, metalna svojstva elemenata postupno slabe i zamjenjuju ih nemetalna.

Treća perioda, kao i druga, počinje s dva elementa (Na, Mg), u kojima se elektroni nalaze na s-podrazini vanjskog elektronskog sloja. Zatim slijedi šest elemenata (od Al do Ar), u kojima se formira p-podrazina vanjskog elektronskog sloja. Pokazalo se da je struktura vanjskog elektroničkog sloja odgovarajućih elemenata druge i treće razdoblja slična. Drugim riječima, kako se naboj jezgre povećava, elektronička struktura vanjskih slojeva atoma povremeno se ponavlja. Ako elementi imaju identično raspoređene vanjske energetske razine, tada su svojstva tih elemenata slična. Na primjer, argon i neon sadrže po osam elektrona na vanjskoj razini, pa su stoga inertni, odnosno gotovo ne stupaju u kemijske reakcije. U svom slobodnom obliku, argon i neon su plinovi koji imaju monoatomske molekule.

Atomi litija, natrija i kalija sadrže po jedan elektron u svojoj vanjskoj ljusci i imaju slična svojstva, zbog čega su smješteni u istu skupinu periodnog sustava elemenata.

III. Zaključci.

1. Svojstva kemijskih elemenata, raspoređenih po rastućem nuklearnom naboju, periodički se ponavljaju, budući da se struktura vanjskih energetskih razina atoma elemenata periodički ponavlja.

2. Glatka promjena svojstava kemijskih elemenata unutar jednog razdoblja može se objasniti postupnim povećanjem broja elektrona na vanjskoj energetskoj razini.

3. Razlog sličnosti svojstava kemijskih elemenata koji pripadaju istoj obitelji je identična struktura vanjskih energetskih razina njihovih atoma.

IV. Učvršćivanje novog gradiva.

Zadatak razreda:

1. Nacrtajte građu atoma sljedećih elemenata:

a) natrij;
b) silicij

2. Usporedite strukturu atoma dušika i fosfora.

3. Pomoću podataka o raspodjeli valentnih elektrona pronađite element:

a) 1s 2 2s 1
b) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6
c) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4
d) 1s 2 2s 2 2p 4
e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1

4. Pomoću računalne prezentacije „Sastavljanje elektroničkih formula za strukturu atoma“ sastavite elektroničke formule za atome a) dušika; b) sumpor .

5. Korištenje rasporeda „Sastavljanje elektroničkih formula za strukturu atoma“ elektroničke formule atoma: a) magnezija; b) kisik.

V. Domaća zadaća: § 8, str. 28-33 (prikaz, stručni).

Nacrtajte dijagrame strukture elektroničkih ljuski atoma: bora, klora, litija, aluminija.

Pročitajte također:

Kategorije:

Popularan: