Структурата на електронните обвивки на атомите. Основи на структурата на атома

Урокът е посветен на формирането на представи за сложната структура на атома. Разглежда се състоянието на електроните в атома, въвеждат се понятията "атомна орбитала и електронен облак", формите на орбитали (s--, p-, d-орбитали). Също така се разглеждат аспекти като максимален брой електрони на енергийни нива и поднива, разпределение на електроните по енергийни нива и поднива в атомите на елементите от първите четири периода, валентни електрони на s-, p- и d-елементи. Дадена е графична схема на структурата на електронните слоеве на атомите (електронно-графична формула).

Тема: Структурата на атома. Периодичен закон DI. Менделеев

Урок: Структурата на атома

Преведено от Гръцки, дума " атом"означава "неделим". Открити са обаче явления, които демонстрират възможността за неговото разделяне. Тази емисия рентгенови лъчи, излъчването на катодни лъчи, явлението фотоелектричния ефект, явлението радиоактивност. Електроните, протоните и неутроните са частиците, които изграждат един атом. Те се наричат субатомни частици.

Раздел. един

В допълнение към протоните, ядрото на повечето атоми съдържа неутроникоито не носят такса. Както се вижда от табл. 1, масата на неутрона практически не се различава от масата на протона. Протоните и неутроните съставляват ядрото на атома и се наричат нуклони (ядро - ядро). Техните заряди и маси в атомни масови единици (a.m.u.) са показани в таблица 1. При изчисляване на масата на атома, масата на електрона може да се пренебрегне.

маса на атом ( масово число) е равна на сумата от масите на протоните и неутроните, които съставляват неговото ядро. Масовото число се обозначава с буквата НО. От името на тази величина може да се види, че тя е тясно свързана с атомната маса на елемента, закръглена до цяло число. A=Z+N

Тук А- масов брой на атома (сумата от протони и неутрони), З- ядрен заряд (брой протони в ядрото), не броят на неутроните в ядрото. Съгласно учението за изотопите, на понятието "химичен елемент" може да се даде следното определение:

химичен елемент Нарича се група от атоми със същия ядрен заряд.

Някои елементи съществуват като множество изотопи. „Изотопи“ означава „заемащи едно и също място“. Изотопите имат еднакъв брой протони, но се различават по маса, т.е. броят на неутроните в ядрото (число N). Тъй като неутроните практически нямат ефект върху Химични свойстваелементи, всички изотопи на един и същи елемент са химически неразличими.

Изотопи се наричат разновидности от атоми на един и същ химичен елемент със същия ядрен заряд (т.е. същия номерпротони), но с различен номернеутрони в ядрото.

Изотопите се различават един от друг само по масовия брой. Това е обозначено или с горен индекс в десния ъгъл, или на ред: 12 C или C-12 . Ако един елемент съдържа няколко естествени изотопа, тогава в периодичната таблица D.I. Менделеев посочва средната му атомна маса, като се вземе предвид разпространението. Например, хлорът съдържа 2 естествени изотопа 35 Cl и 37 Cl, чието съдържание е съответно 75% и 25%. Така атомната маса на хлора ще бъде равна на:

НОr(кл)=0,75 . 35+0,25 . 37=35,5

За тежки изкуствено синтезирани атоми се дава една стойност атомна масав квадратни скоби. Това е атомната маса на най-стабилния изотоп даден елемент.

Основни модели на структурата на атома

В исторически план моделът на Томсън на атома е първият през 1897 г.

Ориз. 1. Модел на структурата на атома от Дж. Томсън

Английският физик Дж. Дж. Томсън предполага, че атомите се състоят от положително заредена сфера, в която са разпръснати електрони (фиг. 1). Този модел образно се нарича "сливов пудинг", кифличка със стафиди (където "стафидите" са електрони), или "диня" със "семки" - електрони. Този модел обаче беше изоставен, тъй като бяха получени експериментални данни, които му противоречат.

Ориз. 2. Модел на структурата на атома от Е. Ръдърфорд

През 1910 г. английският физик Ернст Ръдърфорд със своите ученици Гайгер и Марсдън провежда експеримент, който дава удивителни резултати, които са необясними от гледна точка на модела на Томсън. Ърнст Ръдърфорд доказа с опит, че в центъра на атома има положително заредено ядро (фиг. 2), около което, подобно на планетите около Слънцето, се въртят електроните. Атомът като цяло е електрически неутрален и електроните се задържат в атома поради силите на електростатично привличане (кулонови сили). Този модел имаше много противоречия и, най-важното, не обясняваше защо електроните не падат върху ядрото, както и възможността за поглъщане и излъчване на енергия от него.

Датският физик Н. Бор през 1913 г., вземайки за основа модела на атома на Ръдърфорд, предлага модел на атома, при който електронните частици се въртят около атомното ядро по същия начин, както планетите се въртят около Слънцето.

Ориз. 3. Планетарен модел на Н. Бор

Бор предполага, че електроните в атома могат да съществуват стабилно само в орбити на строго определени разстояния от ядрото. Тези орбити той нарече неподвижни. Електронът не може да съществува извън стационарни орбити. Защо това е така, Бор не можа да обясни тогава. Но той показа, че такъв модел (фиг. 3) дава възможност да се обяснят много експериментални факти.

В момента се използва за описание на структурата на атома квантова механика.Това е наука, чийто основен аспект е, че електронът притежава свойствата на частица и вълна едновременно, тоест дуалност вълна-частица. Според квантова механика, областта на пространството, в която вероятността за намиране на електрон е най-голяма, се наричаорбитална. Колкото по-далеч е електронът от ядрото, толкова по-ниска е енергията му на взаимодействие с ядрото. Образуват се електрони с близки енергии енергийно ниво. Брой енергийни ниваравно на номер на периода, в която този елемент се намира в таблицата D.I. Менделеев. Съществуват различни формиатомни орбитали. (фиг. 4). d-орбитала и f-орбитала имат по-сложна форма.

Ориз. 4. Форми на атомни орбитали

В електронната обвивка на всеки атом има точно толкова електрони, колкото има протони в ядрото му, така че атомът като цяло е електрически неутрален. Електроните в атома са подредени така, че енергията им е минимална. Колкото по-далеч е електронът от ядрото, толкова повече орбитали и по-сложна форма са те. Всяко ниво и подниво може да съдържа само определен брой електрони. Поднивата от своя страна се състоят от орбитали.

На първото енергийно ниво, най-близо до ядрото, може да има една сферична орбитала ( 1 с). На второ енергийно ниво - сферична орбитала, голяма по размер и три p-орбитали: 2 с2 ppp. На третото ниво: 3 с3 ppp3 ддд.

Освен движение около ядрото, електроните имат и движение, което може да се представи като движението им около собствената им ос. Това завъртане се нарича въртене (в лентата от английски. "вретено"). Само два електрона с противоположни (антипаралелни) завъртания могат да бъдат в една орбитала.

Максимумброй електрони на енергийно нивосе определя по формулата н=2 н 2.

Където n е основното квантово число(номер на енергийно ниво). Вижте таблицата. 2

Раздел. 2

В зависимост от това в коя орбитала се намира последният електрон, те се различават с-, стр-, д-елементи.Принадлежат елементи от основните подгрупи с-, стр-елементи.В страничните подгрупи са д-елементи

Графична диаграма на структурата на електронните слоеве на атомите (електронна графична формула).

За да се опише подреждането на електроните в атомните орбитали, се използва електронната конфигурация. За да го запишете на ред, се записват орбитали легенда (с--, стр-, д-,е-орбитали), а пред тях са цифри, показващи номера на енергийното ниво. Как повече бройтолкова по-далеч е електронът от ядрото. С главни букви, над обозначението на орбитала, е изписан броят на електроните в тази орбитала (фиг. 5).

Ориз. пет

Графично разпределението на електроните в атомните орбитали може да бъде представено като клетки. Всяка клетка съответства на една орбитала. Ще има три такива клетки за p-орбитала, пет за d-орбитала и седем за f-орбитала. Една клетка може да съдържа 1 или 2 електрона. Според Правилото на Гунд, електроните се разпределят в орбитали с еднаква енергия (например в три p-орбитали), първо една по една, и едва когато във всяка такава орбитала вече има един електрон, започва запълването на тези орбитали с втори електрони. Такива електрони се наричат сдвоени.Това се обяснява с факта, че в съседните клетки електроните се отблъскват по-малко, като подобно заредени частици.

Вижте фиг. 6 за атом 7 N.

Ориз. 6

Електронната конфигурация на скандиевия атом

21 sc: 1 с 2 2 с 2 2 стр 6 3 с 2 3 стр 6 4 с 2 3 д 1

Електроните във външното енергийно ниво се наричат валентни електрони. 21 scотнася се до д-елементи.

Обобщаване на урока

На урока бяха разгледани структурата на атома, състоянието на електроните в атома, въведено е понятието "атомна орбитала и електронен облак". Учениците научиха каква е формата на орбиталите ( с-, стр-, д-орбитали), какъв е максималният брой електрони на енергийни нива и поднива, разпределението на електроните по енергийни нива, какво е с-, стр- И д-елементи. Дадена е графична схема на структурата на електронните слоеве на атомите (електронно-графична формула).

Библиография

1. Рудзитис Г.Е. Химия. Основи обща химия. 11 клас: учебник за образователни институции: основно ниво / G.E. Рудзитис, Ф.Г. Фелдман. - 14-то изд. - М.: Образование, 2012.

2. Попел П.П. Химия: 8 клас: учебник за общообразователна подготовка образователни институции/ П.П. Попел, Л. С. Кривля. – К .: Информационен център „Академия“, 2008. – 240 с.: ил.

3. A.V. Мануилов, В.И. Родионов. Основи на химията. Интернет урок.

Домашна работа

1. No 5-7 (стр. 22) Рудзитис Г.Е. Химия. Основи на общата химия. 11 клас: учебник за образователни институции: основно ниво / G.E. Рудзитис, Ф.Г. Фелдман. - 14-то изд. - М.: Образование, 2012.

2. Напишете електронни формули за следните елементи: 6 C, 12 Mg, 16 S, 21 Sc.

3. Елементите имат следните електронни формули: а) 1s 2 2s 2 2p 4 .b) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1. в) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 . Какви са тези елементи?

атоме електрически неутрална частица, състояща се от положително заредено ядро и отрицателно заредени електрони.

Структурата на атомните ядра

Ядра на атомисе състои от елементарни частицидва вида: протони(стр) И неутрони(н). Нарича се сумата от протони и неутрони в ядрото на един атом нуклонно число:
,
където НО- нуклонно число, н- брой неутрони, Зе броят на протоните.
Протоните имат положителен заряд (+1), неутроните нямат заряд (0), електроните имат отрицателен заряд (-1). Масите на протон и неутрон са приблизително еднакви, те се приемат за 1. Масата на електрона е много по-малка от масата на протона, поради което се пренебрегва в химията, като се има предвид, че цялата маса на атома е концентриран в ядрото му.
Броят на положително заредените протони в ядрото е равен на броя на отрицателно заредените електрони, след това на атома като цяло електрически неутрален.
Атомите със същия ядрен заряд са химичен елемент.
Наричат се атоми на различни елементи нуклиди.
изотопи- атоми на един и същи елемент, имащи различен нуклонен номер поради различен брой неутрони в ядрото.
Изотопи на водорода

име	А	З	н
Протиум Н	1	1	0
Деутерий D	2	1	1
Тритий Т	3	1	2

радиоактивен разпад

Ядрата на нуклидите могат да се разпадат с образуването на ядра на други елементи, както и на други частици.
Спонтанният разпад на атомите на определени елементи се нарича радиоактивеню, и такива вещества - радиоактивенИ. Радиоактивността е придружена от излъчване на елементарни частици и електромагнитни вълни - радиацияг.
Уравнение на ядрен разпад- ядрени реакции - са написани както следва:

Времето, необходимо за разпадането на половината от атомите на даден нуклид, се нарича полуживот.
Наричат се елементи, които съдържат само радиоактивни изотопи радиоактивенс. Това са елементи 61 и 84-107.

Видове радиоактивен разпад

1) -розпад. -излъчват се частици, т.е. ядра на хелиев атом. В този случай нуклонният брой на изотопа намалява с 4, а зарядът на ядрото намалява с 2 единици, например:

2) -розпад. В нестабилно ядро неутронът се превръща в протон, докато ядрото излъчва електрони и антинеутрино. По време на разпада нуклонното число не се променя и ядреният заряд се увеличава с 1, например:

3) -розпад. Възбуденото ядро излъчва лъчи с много къса дължина на вълната, докато енергията на ядрото намалява, нуклонният брой и зарядът на ядрото не се променят, например:

структура електронни обвивкиатоми на елементите от първите три периода

Електронът има двойна природа: той може да се държи както като частица, така и като вълна. Електронът в атома не се движи по определени траектории, но може да бъде разположен във всяка част около ядреното пространство, но вероятността той да бъде в различни частитова пространство не е същото. Областта около ядрото, където е вероятно да се намира електрон, се нарича орбиталнаЮ.
Всеки електрон в атома се намира на определено разстояние от ядрото според неговия енергиен резерв. Електрони с повече или по-малко еднаква форма на енергия енергия rіvnи, или електронен слойИ.
Броят на енергийните нива, запълнени с електрони в атома на даден елемент, е равен на номера на периода, в който се намира.
Броят на електроните във външното енергийно ниво е равен на номера на групата, inв който се намира елементът.
В рамките на едно и също енергийно ниво електроните могат да се различават по форма д облации, или орбиталнаИ. Има такива форми на орбитали:
с-формата:
стр-формата:
Също така има д-, е-орбитали и други с по-сложна форма.
Електроните с еднаква форма на електронния облак образуват еднакви доставка на енергияИ: с-, стр-, д-, е-поднива.
Броят на поднивата на всяко енергийно ниво е равен на броя на това ниво.
В рамките на едно енергийно подниво е възможно различно разпределениеорбитали в космоса. И така, в триизмерна координатна система за сОрбиталите могат да имат само една позиция:

за Р-орбитали - три:

за д-орбитали - пет, за е-орбитали - седем.
Орбиталите представляват:
с-подниво-
стр-подниво-
д-подниво-
Електронът в диаграмите е обозначен със стрелка, която показва неговия спин. Спинът е въртенето на електрона около оста му. Посочва се със стрелка: или . Два електрона в една и съща орбитала са записани, но не.
В една орбитала не може да има повече от два електрона ( Принципът на Паули).
Принцип на най-малко енергияти : в атом всеки електрон е разположен така, че енергията му е минимална (което съответства на най-голямата му връзка с ядрото).
Например, разпределение на електроните в хлорния атомв:

Един несдвоен електрон определя валентността на хлора в това състояние - I.
По време на получаването на допълнителна енергия (облъчване, нагряване) е възможно отделяне на електрони (промоция). Това състояние на атома се нарича построеним. В този случай броят на несдвоените електрони се увеличава и съответно се променя валентността на атома.
Възбудено състояние на хлорния атомв :

Съответно, сред броя на несдвоените електрони, хлорът може да има валентности III, V и VII.

Всичко в света е изградено от атоми. Но откъде са дошли те и от какво се състоят самите те? Днес отговаряме на тези прости и основни въпроси. Наистина много хора, живеещи на планетата, казват, че не разбират структурата на атомите, от които самите те са съставени.

Естествено, скъпият читател разбира, че в тази статия се опитваме да представим всичко на най-просто и интересно ниво, така че да не „зареждаме“ с научни термини. За тези, които искат да проучат въпроса за повече професионално ниво, съветваме ви да прочетете специализирана литература. Въпреки това, информацията в тази статия може да ви свърши добра работа в обучението ви и просто да ви направи по-ерудиран.

Атомът е частица материя с микроскопичен размер и маса, най-малката част от химичен елемент, която е носител на неговите свойства. С други думи, това е най-малката частица от вещество, която може да влезе в химични реакции.

История на откритията и структура

Концепцията за атома е била позната в древна Гърция. Атомизмът е физическа теория, която твърди, че всички материални обекти са съставени от неделими частици. Както и Древна Гърция, идеята за атомизма също е развита паралелно в древна Индия.

Не е известно дали извънземните са казали на тогавашните философи за атомите, или те сами са го измислили, но химиците са успели да потвърдят експериментално тази теория много по-късно - едва през седемнадесети век, когато Европа излиза от бездната на инквизицията и Средната възрасти.

Дълго време доминиращата идея за структурата на атома беше идеята за него като за неделима частица. Фактът, че атомът все още може да бъде разделен, стана ясно едва в началото на ХХ век. Ръдърфорд, благодарение на известния си експеримент с отклонението на алфа-частиците, научи, че атомът се състои от ядро, около което се въртят електроните. Беше приет планетарен моделатом, според който електроните се въртят около ядрото, както планетите от нашата слънчева система около звезда.

Съвременните идеи за структурата на атома са напреднали далеч. Ядрото на атома от своя страна се състои от субатомни частици или нуклони - протони и неутрони. Именно нуклоните съставляват по-голямата част от атома. В същото време протоните и неутроните също не са неделими частици и се състоят от фундаментални частици - кварки.

Ядрото на атома има положително електрически заряд, докато орбиталните електрони са отрицателни. По този начин атомът е електрически неутрален.

По-долу е дадена елементарна диаграма на структурата на въглеродния атом.

свойства на атомите

Тегло

Масата на атомите обикновено се измерва в атомни единици за маса - a.m.u. Единицата за атомна маса е масата на 1/12 от свободния покой въглероден атом в основното му състояние.

В химията за измерване на масата на атомите се използва концепцията "мол". 1 мол е количеството вещество, което съдържа броя на атомите, равен на броя на Авогадро.

размер

Атомите са изключително малки. И така, най-малкият атом е атомът на хелия, неговият радиус е 32 пикометра. Най-големият атом е цезиевият атом, който има радиус от 225 пикометра. Префиксът пико означава десет до минус дванадесета! Тоест, ако 32 метра се намали с хиляда милиарда пъти, ще получим размера на радиуса на хелиевия атом.

В същото време мащабът на нещата е такъв, че всъщност атомът се състои от 99% празнота. Ядрото и електроните заемат изключително малка част от обема му. За да илюстрираме, нека разгледаме пример. Ако си представите атом под формата на олимпийски стадион в Пекин (или може би не в Пекин, просто си представете голям стадион), тогава ядрото на този атом ще бъде череша, разположена в центъра на полето. Орбитите на електроните тогава биха били някъде на нивото на горните насаждения и черешата щеше да тежи 30 милиона тона. Впечатляващо, нали?

Откъде са дошли атомите?

Както знаете, сега различни атоми са групирани в периодичната таблица. Той има 118 (и ако с предсказани, но все още неоткрити елементи - 126) елемента, без да броим изотопите. Но не винаги е било така.

В самото начало на формирането на Вселената не е имало атоми и още повече, че е имало само елементарни частици, взаимодействащи помежду си под въздействието на огромни температури. Както би казал един поет, това беше истински апотеоз на частиците. В първите три минути от съществуването на Вселената, поради понижаване на температурата и съвпадение на цял куп фактори, започва процесът на първичен нуклеосинтез, когато се появяват първите елементи от елементарни частици: водород, хелий, литий и деутерий (тежък водород). Именно от тези елементи се образуват първите звезди, в дълбините на които протичат термоядрени реакции, в резултат на които водородът и хелият „изгарят“, образувайки по-тежки елементи. Ако звездата беше достатъчно голяма, тогава тя приключи живота си с така наречената експлозия на „свръхнова“, в резултат на която атомите бяха изхвърлени в околното пространство. И така се оказа цялата периодична таблица.

И така, можем да кажем, че всички атоми, от които сме съставени, някога са били част от древните звезди.

Защо ядрото на атома не се разпада?

Във физиката има четири вида фундаментални взаимодействия между частиците и телата, които те съставят. Това са силни, слаби, електромагнитни и гравитационни взаимодействия.

Именно благодарение на силното взаимодействие, което се проявява в мащаба на атомните ядра и е отговорно за привличането между нуклоните, атомът е такъв „твърд орех“.

Не толкова отдавна хората осъзнаха, че когато ядрата на атомите се разделят, се отделя огромна енергия. Разделянето на тежки атомни ядра е източник на енергия в ядрени реактории ядрени оръжия.

И така, приятели, след като ви запознахме със структурата и основите на структурата на атома, можем само да ви напомним, че сме готови да ви помогнем по всяко време. Няма значение, трябва да завършите диплома за ядрена физика, или най-малкият контрол - ситуациите са различни, но има изход от всяка ситуация. Помислете за мащаба на Вселената, поръчайте работа в Zaochnik и запомнете - няма причина за притеснение.

(Бележки от лекцията)

Структурата на атома. Въведение.

Обект на изследване в химията са химичните елементи и техните съединения. химичен елементНарича се група от атоми с еднакъв положителен заряд. атоме най-малката частица от химичен елемент, която го задържа Химични свойства. Свързвайки се един с друг, атомите на един или различни елементи образуват по-сложни частици - молекули. Колекция от атоми или молекули образуват химикали. Всяко отделно химично вещество се характеризира с набор от индивидуални физични свойства, като точки на кипене и топене, плътност, електрическа и топлопроводимост и др.

1. Структурата на атома и Периодичната система от елементи

DI. Менделеев.

Познаване и разбиране на закономерностите на реда на попълване на Периодичната система от елементи D.I. Менделеев ни позволява да разберем следното:

1. физическата същност на съществуването в природата на определени елементи,

2. естеството на химическата валентност на елемента,

3. способността и "лекотата" на елемента да дава или получава електрони при взаимодействие с друг елемент,

4. естеството на химичните връзки, които даден елемент може да образува при взаимодействие с други елементи, пространствената структура на простите и сложните молекули и т.н., и т.н.

Структурата на атома.

Атомът е сложна микросистема от елементарни частици в движение и взаимодействащи помежду си.

В края на 19 и началото на 20 век е установено, че атомите са съставени от по-малки частици: неутрони, протони и електрони.Последните две частици са заредени частици, протонът носи положителен заряд, електронът е отрицателен. Тъй като атомите на елемент в основно състояние са електрически неутрални, това означава, че броят на протоните в атома на всеки елемент е равен на броя на електроните. Масата на атомите се определя от сумата от масите на протони и неутрони, чийто брой е равен на разликата между масата на атомите и неговия пореден номер в периодичната система на D.I. Менделеев.

През 1926 г. Шрьодингер предлага да се опише движението на микрочастиците в атома на елемент с помощта на изведеното от него вълново уравнение. При решаване на вълновото уравнение на Шрьодингер за водородния атом се появяват три цели квантови числа: н, ℓ И м ℓ , които характеризират състоянието на електрон в триизмерно пространство в централното поле на ядрото. квантови числа н, ℓ И м ℓ приемат целочислени стойности. Вълнова функция, дефинирана от три квантови числа н, ℓ И м ℓ и получена в резултат на решаването на уравнението на Шрьодингер се нарича орбитала. Орбитала е област от пространството, в която е най-вероятно да бъде намерен електрон.принадлежащи към атом на химичен елемент. Така решението на уравнението на Шрьодингер за водородния атом води до появата на три квантови числа, физическо значениекоето е, че те характеризират трите различни вида орбитали, които един атом може да има. Нека разгледаме по-отблизо всяко квантово число.

Главно квантово число n може да приема всякакви положителни цели числа: n = 1,2,3,4,5,6,7... Характеризира енергията на електронното ниво и размера на електронния "облак". Характерно е, че номерът на основното квантово число съвпада с номера на периода, в който се намира дадения елемент.

Азимутално или орбитално квантово числоℓ може да приема цели числа от ℓ = 0….до n – 1 и определя момента на движение на електрона, т.е. орбитална форма. За различни числови стойности на ℓ използвайте следната нотация: ℓ = 0, 1, 2, 3 и се обозначават със символи с, стр, д, е, съответно за ℓ = 0, 1, 2 и 3. В периодичната таблица на елементите няма елементи със спин номер ℓ = 4.

Магнитно квантово числом ℓ характеризира пространственото подреждане на електронните орбитали и, следователно, електромагнитните свойства на електрона. Може да приема стойности от - ℓ до + ℓ , включително нула.

Формата или, по-точно, свойствата на симетрия на атомните орбитали зависят от квантовите числа ℓ И м ℓ . "електронен облак", съответстващ на с- орбитали има, има формата на топка (в същото време ℓ = 0).

Фиг. 1. 1s орбитала

Орбитали, определени от квантови числа ℓ = 1 и m ℓ = -1, 0 и +1, се наричат p-орбитали. Тъй като m ℓ има три различни стойности, то атомът има три енергийно еквивалентни p-орбитали (основното квантово число за тях е едно и също и може да има стойност n = 2,3,4,5,6 или 7). p-орбиталите имат аксиална симетрия и имат формата на триизмерни осмици, ориентирани по осите x, y и z във външно поле (фиг. 1.2). Оттук и произходът на символите p x , p y и p z .

Фиг.2. p x , p y и p z -орбитали

Освен това има d- и f-атомни орбитали, за първите ℓ = 2 и m ℓ = -2, -1, 0, +1 и +2, т.е. пет AO, за втория ℓ = 3 и m ℓ = -3, -2, -1, 0, +1, +2 и +3, т.е. 7 AO.

четвърти квант м снаречено спиново квантово число, е въведено, за да обясни някои фини ефекти в спектъра на водородния атом от Гаудсмит и Уленбек през 1925 г. Спинът на електрона е ъгловият импулс на заредена елементарна частица на електрон, чиято ориентация е квантована, т.е. строго ограничени до определени ъгли. Тази ориентация се определя от стойността на спиновото магнитно квантово число (s), което за електрон е ½ , следователно, за електрон, според правилата за квантуване м с = ± ½. В тази връзка към набора от три квантови числа трябва да се добави и квантовото число м с . Още веднъж подчертаваме, че четири квантови числа определят реда, в който се изгражда периодичната таблица на Менделеев и обяснява защо има само два елемента в първия период, осем във втория и третия, 18 в четвъртия и т.н. , за да се обясни структурата на мултиелектронните атоми, реда, в който електронните нива се запълват с увеличаване на положителния заряд на атома, не е достатъчно да имаме представа за четирите квантови числа, които "управляват" поведението на електроните при запълване на електронни орбитали, но трябва да знаете още прости правила, а именно, Принципът на Паули, правилото на Гунд и правилата на Клечковски.

Според принципа на Паули в едно и също квантово състояние, характеризиращо се с определени стойности на четири квантови числа, не може да има повече от един електрон.Това означава, че по принцип един електрон може да бъде поставен във всяка атомна орбитала. Два електрона могат да бъдат в една и съща атомна орбитала само ако имат различни спинови квантови числа.

При запълване на три p-AOs, пет d-AOs и седем f-AOs с електрони, човек трябва да се ръководи не само от принципа на Паули, но и от правилото Hund: Запълването на орбиталите на една подобвивка в основно състояние става с електрони със същите завъртания.

При пълнене на подчерупки (стр, д, е) абсолютната стойност на сумата от завъртания трябва да бъде максимална.

Правилото на Клечковски. Според правилото на Клечковски, при пълненед И еорбиталите от електрони трябва да се спазватпринцип на минимална енергия. Според този принцип електроните в основно състояние запълват орбитите с минимални енергийни нива. Енергията на поднивата се определя от сумата на квантовите числан + ℓ = E .

Първото правило на Клечковски: първо попълнете тези поднива, за коитон + ℓ = E минимален.

Второто правило на Клечковски: в случай на равенствон + ℓ за няколко поднива, поднивото за коитон минимален .

В момента са известни 109 елемента.

2. Йонизационна енергия, електронен афинитет и електроотрицателност.

Най-важните характеристики на електронната конфигурация на атома са йонизационната енергия (EI) или йонизационния потенциал (IP) и електронен афинитет на атома (SE). Йонизационната енергия е промяната в енергията в процеса на отделяне на електрон от свободен атом при 0 K: A = + + ē . Зависимостта на йонизационната енергия от атомния номер Z на елемента, размера на атомния радиус има подчертан периодичен характер.

Електронен афинитет (SE) е промяната в енергията, която придружава добавянето на електрон към изолиран атом с образуването на отрицателен йон при 0 K: A + ē = A - (атомът и йонът са в основните си състояния).В този случай електронът заема най-ниската свободна атомна орбитала (LUAO), ако VZAO е заета от два електрона. SE силно зависи от тяхната орбитална електронна конфигурация.

Промените в EI и SE корелират с промени в много свойства на елементите и техните съединения, което се използва за прогнозиране на тези свойства от стойностите на EI и SE. Халогените имат най-висок абсолютен електронен афинитет. Във всяка група от периодичната таблица на елементите йонизационният потенциал или EI намалява с увеличаване на броя на елемента, което е свързано с увеличаване на атомния радиус и с увеличаване на броя на електронните слоеве и което корелира добре с увеличаването на редуциращата мощност на елемента.

Таблица 1 от Периодичната таблица на елементите дава стойностите на EI и SE в eV/атом. Отбележи, че точни стойности SE са известни само за няколко атома, техните стойности са подчертани в таблица 1.

маса 1

Първата йонизационна енергия (EI), електронен афинитет (SE) и електроотрицателност χ) на атомите в периодичната система.

0.747

2. 1 0

0, 3 7

1,2 2

0.54

1. 55

-0.3

1. 1 3

0.2

0. 91

1.2 5

-0. 1

0, 55

1.47

0. 59

3.45

0. 64

1 ,60

0. 7 4

1. 89

-0.3

1 . 3 1

1 . 6 0

0. 6

1.63

0.7

2.07

3.61

2.3 6

- 0 .6

1.26(α)

-0.9

1 . 39

0. 18

1.2

0. 6

2.07

3.36

2.4 8

-0.6

1 . 56

0. 2

2.2

2.6 7

2, 2 1

ОТНОСНОс

χ - електроотрицателност на Полинг

r- атомен радиус, (от "Лабораторни и семинарни часове по обща и неорганична химия", Н. С. Ахметов, М. К. Азизова, Л. И. Бадигина)

Концепцията за атом възниква в древния свят за обозначаване на частиците на материята. На гръцки атом означава "неделим".

електрони

Ирландският физик Стоуни, въз основа на експерименти, стигна до заключението, че електричеството се пренася от най-малките частици, които съществуват в атомите на всички химични елементи. В $1891 $ Стоуни предложи да нарече тези частици електрони, което на гръцки означава „кехлибар“.

Няколко години след като електронът получи името си, английският физик Джоузеф Томсън и френският физик Жан Перин доказаха, че електроните носят отрицателен заряд. Това е най-малкият отрицателен заряд, който в химията се приема за единица $(–1)$. Томсън дори успява да определи скоростта на електрона (тя е равна на скоростта на светлината - $300 000$ km/s) и масата на електрона (тя е $1836$ пъти по-малко от масата на водородния атом).

Томсън и Перин свързаха полюсите на източник на ток с два метални плочи- катод и анод, запоени в стъклена тръба, от която се евакуира въздухът. Когато напрежението от около 10 хиляди волта беше приложено към електродните плочи, светещ разряд проблясва в тръбата и частиците прелитат от катода (отрицателния полюс) към анода (положителен полюс), който учените първо нарекоха катодни лъчи, а след това установи, че това е поток от електрони. Електроните, удряйки специални вещества, приложени например към телевизионен екран, предизвикват сияние.

Направен е изводът: електроните излизат от атомите на материала, от който е направен катодът.

Свободните електрони или техният поток могат да бъдат получени по други начини, например чрез нажежаване метална телили когато светлината пада върху метали, образувани от елементи от основната подгрупа от група I на периодичната таблица (например цезий).

Състоянието на електроните в атома

Състоянието на електрона в атома се разбира като набор от информация за енергияспецифичен електрон в пространствов която се намира. Вече знаем, че електронът в атома няма траектория на движение, т.е. може да се говори само за вероятностинамирайки го в пространството около ядрото. Той може да бъде разположен във всяка част от това пространство около ядрото, като съвкупността от различните му позиции се разглежда като електронен облак с определена отрицателна плътност на заряда. Образно това може да се представи по следния начин: ако беше възможно да се снима позицията на електрона в атома в стотни или милионни от секундата, както при фотофиниш, тогава електронът в такива снимки би бил представен като точка. Наслояването на безброй такива снимки би довело до картина на електронен облак с най-висока плътност там, където има повечето от тези точки.

Фигурата показва "разрез" на такава електронна плътност във водороден атом, преминаващ през ядрото, а пунктираната линия ограничава сферата, в която вероятността за намиране на електрон е $90%$. Най-близкият до ядрото контур покрива областта на пространството, в която вероятността за намиране на електрон е $10%$, вероятността за намиране на електрон във втория контур от ядрото е $20%$, вътре в третия - $≈30 %$ и др. Има известна несигурност в състоянието на електрона. За да характеризира това особено състояние, немският физик В. Хайзенберг въвежда понятието за принцип на несигурност, т.е. показа, че е невъзможно да се определи едновременно и точно енергията и местоположението на електрона. Колкото по-точно е определена енергията на електрона, толкова по-несигурно е неговото положение и обратно, след като се определи позицията, е невъзможно да се определи енергията на електрона. Областта на вероятността за откриване на електрони няма ясни граници. Възможно е обаче да се отдели пространството, където вероятността за намиране на електрон е максимална.

пространство наоколо атомно ядрокъдето най-вероятно е да се намери електрон се нарича орбитала.

Той съдържа приблизително $90%$ от електронния облак, което означава, че около $90%$ от времето, когато електронът е в тази част от пространството. Според формата се разграничават $4$ от известните към момента типове орбитали, които се означават с латинските букви $s, p, d$ и $f$. На фигурата е показано графично представяне на някои форми на електронни орбитали.

Най-важната характеристика на движението на електрон по определена орбита е енергията на връзката му с ядрото. Електроните с подобни енергийни стойности образуват единична електронен слой, или енергийно ниво. Енергийните нива се номерират, започвайки от ядрото: $1, 2, 3, 4, 5, 6$ и $7$.

Цяло число $n$, обозначаващо номера на енергийното ниво, се нарича главно квантово число.

Той характеризира енергията на електроните, заемащи дадено енергийно ниво. Електроните от първото енергийно ниво, най-близо до ядрото, имат най-ниска енергия. В сравнение с електроните от първото ниво, електроните на следващите нива се характеризират с голямо количество енергия. Следователно електроните на външното ниво са най-слабо свързани с ядрото на атома.

Броят на енергийните нива (електронните слоеве) в атома е равен на броя на периода в системата на Д. И. Менделеев, към която принадлежи химическият елемент: атомите на елементите от първия период имат едно енергийно ниво; вторият период - два; седми период - седем.

Най-големият брой електрони в енергийното ниво се определя по формулата:

където $N$ е максималният брой електрони; $n$ е номерът на нивото или основното квантово число. Следователно: първото енергийно ниво, което е най-близо до ядрото, може да съдържа не повече от два електрона; на втория - не повече от $8$; на третия - не повече от $18$; на четвъртия - не повече от $32$. И как от своя страна са подредени енергийните нива (електронните слоеве)?

Започвайки от второто енергийно ниво $(n = 2)$, всяко от нивата се разделя на поднива (подслоеве), малко различни едно от друго по енергията на свързване с ядрото.

Броят на поднивата е равен на стойността на основното квантово число:първото енергийно ниво има едно подниво; вторият - две; трети - три; четвъртият е четири. Поднивата от своя страна се формират от орбитали.

Всяка стойност на $n$ съответства на броя орбитали, равен на $n^2$. Според данните, представени в таблицата, е възможно да се проследи връзката между главното квантово число $n$ и броя на поднивата, вида и броя на орбиталите и максималния брой електрони на подниво и ниво.

Главно квантово число, видове и брой орбитали, максимален брой електрони на поднива и нива.

Ниво на енергия $(n)$	Брой поднива, равен на $n$	Орбитален тип	Брой орбитали		Максимален брой електрони
			в подниво	на ниво, равно на $n^2$	в подниво	на ниво, равно на $n^2$
$K(n=1)$	$1$	$1s$	$1$	$1$	$2$	$2$
$L(n=2)$	$2$	$2s$	$1$	$4$	$2$	$8$
		$2p$	$3$		$6$
$M(n=3)$	$3$	$3s$	$1$	$9$	$2$	$18$
		$3p$	$3$		$6$
		$3d$	$5$		$10$
$N(n=4)$	$4$	$4s$	$1$	$16$	$2$	$32$
		$4p$	$3$		$6$
		$4d$	$5$		$10$
		$4f$	$7$		$14$

Обичайно е поднивата да се обозначават с латински букви, както и формата на орбиталите, от които се състоят: $s, p, d, f$. Така:

$s$-подниво - първото подниво на всяко енергийно ниво, най-близо до атомното ядро, се състои от една $s$-орбитала;
$p$-подниво - второто подниво на всяко, с изключение на първото, енергийно ниво, се състои от три $p$-орбитали;
$d$-подниво - третото подниво на всяко, като се започне от третото енергийно ниво, се състои от пет $d$-орбитали;
$f$-поднивото на всяко, започвайки от четвъртото енергийно ниво, се състои от седем $f$-орбитали.

атомно ядро

Но не само електроните са част от атомите. Физикът Анри Бекерел открива, че естествен минерал, съдържащ уранова сол, също излъчва неизвестна радиация, осветявайки фотографски филми, които са затворени от светлина. Това явление е наречено радиоактивност.

Има три вида радиоактивни лъчи:

$α$-лъчи, които се състоят от $α$-частици с заряд $2$ пъти по-голям от заряда на електрон, но с положителен знак и маса $4$ пъти по-голяма от масата на водороден атом;
$β$-лъчите са поток от електрони;
$γ$-лъчи - електромагнитни вълнис незначителна маса, не носещ електрически заряд.

Следователно атомът има сложна структура - състои се от положително заредено ядро и електрони.

Как е подреден атомът?

През 1910 г. в Кеймбридж, близо до Лондон, Ърнест Ръдърфорд със своите ученици и колеги изучава разсейването на $α$ частици, преминаващи през тънко златно фолио и падащи върху екран. Алфа-частиците обикновено се отклоняват от първоначалната посока само с един градус, потвърждавайки, изглежда, еднородността и еднородността на свойствата на златните атоми. И изведнъж изследователите забелязали, че някои $α$-частици рязко променили посоката на пътя си, сякаш се натъкнали на някакво препятствие.

Поставяйки екрана пред фолиото, Ръдърфорд успява да засече дори онези редки случаи, когато $α$-частици, отразени от златни атоми, летят в обратна посока.

Изчисленията показаха, че наблюдаваните явления биха могли да възникнат, ако цялата маса на атома и целият му положителен заряд са концентрирани в малко централно ядро. Радиусът на ядрото, както се оказа, е 100 000 пъти по-малък от радиуса на целия атом, тази област, в която има електрони, които имат отрицателен заряд. Ако приложим образно сравнение, тогава целият обем на атома може да бъде оприличен на стадион Лужники, а ядрото може да се оприличи на футболна топка, разположена в центъра на игрището.

Атом на всеки химичен елемент е сравним с малък слънчева система. Следователно такъв модел на атома, предложен от Ръдърфорд, се нарича планетарен.

Протони и неутрони

Оказва се, че мъничкото атомно ядро, в което е концентрирана цялата маса на атома, се състои от частици от два вида – протони и неутрони.

протониимат заряд, равен на заряда на електроните, но противоположен по знак $(+1)$, и маса, равна на масата на водороден атом (в химията се приема за единица). Протоните се означават с $↙(1)↖(1)p$ (или $р+$). Неутронине носят заряд, те са неутрални и имат маса равна на масата на протон, т.е. $1$. Неутроните се означават с $↙(0)↖(1)n$ (или $n^0$).

Протоните и неутроните се наричат общо нуклони(от лат. ядро- ядро).

Нарича се сумата от броя на протоните и неутроните в един атом масово число. Например, масовото число на алуминиев атом:

Тъй като масата на електрона, която е незначителна, може да бъде пренебрегната, очевидно е, че цялата маса на атома е концентрирана в ядрото. Електроните се означават, както следва: $e↖(-)$.

Тъй като атомът е електрически неутрален, това също е очевидно че броят на протоните и електроните в един атом е еднакъв. Той е равен на атомния номер на химичния елементвъзложени му в Периодична система. Например, ядрото на железен атом съдържа $26$ протони, а $26$ електрони се въртят около ядрото. И как да определим броя на неутроните?

Както знаете, масата на атома е сумата от масата на протоните и неутроните. Познавайки поредния номер на елемента $(Z)$, т.е. броя на протоните и масовото число $(A)$, равно на сумата от броя на протоните и неутроните, можете да намерите броя на неутроните $(N)$ по формулата:

Например, броят на неутроните в един железен атом е:

$56 – 26 = 30$.

Таблицата показва основните характеристики на елементарните частици.

Основни характеристики на елементарните частици.

изотопи

Разновидности от атоми на един и същи елемент, които имат същия ядрен заряд, но различни масови числа, се наричат изотопи.

дума изотопсе състои от две гръцки думи:isos- същото и топос- място, означава "заемане на едно място" (клетка) в Периодичната система от елементи.

Химическите елементи, открити в природата, са смес от изотопи. Така въглеродът има три изотопа с маса $12, 13, 14$; кислород - три изотопа с маса $16, 17, 18 $ и т.н.

Обикновено се дава в периодичната система, относителната атомна маса на химичен елемент е средната стойност на атомните маси на естествена смес от изотопи на даден елемент, като се взема предвид тяхното относително изобилие в природата, следователно, стойностите на атомните маси често са дробни. Например, естествените хлорни атоми са смес от два изотопа - $35$ (има $75%$ в природата) и $37$ (има $25%$); следователно, относителната атомна маса на хлора е $35,5$. Изотопите на хлора се записват, както следва:

$↖(35)↙(17)(Cl)$ и $↖(37)↙(17)(Cl)$

Химичните свойства на хлорните изотопи са абсолютно еднакви, както и изотопите на повечето химични елементи, като калий, аргон:

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

Въпреки това, водородните изотопи се различават значително по свойства поради драматичното кратно увеличение на тяхната относителна атомна маса; дори са им дадени индивидуални имена и химически признаци: протий - $↖(1)↙(1)(H)$; деутерий - $↖(2)↙(1)(H)$, или $↖(2)↙(1)(D)$; тритий - $↖(3)↙(1)(H)$ или $↖(3)↙(1)(T)$.

Сега е възможно да се даде модерна, по-строга и научна дефиниция на химичен елемент.

Химическият елемент е съвкупност от атоми със същия ядрен заряд.

Структурата на електронните обвивки на атомите на елементите от първите четири периода

Разгледайте картографирането на електронните конфигурации на атомите на елементите по периодите на системата на Д. И. Менделеев.

Елементи от първия период.

Схемите на електронната структура на атомите показват разпределението на електроните върху електронните слоеве (енергийни нива).

Електронните формули на атомите показват разпределението на електроните по енергийни нива и поднива.

Графичните електронни формули на атомите показват разпределението на електроните не само в нива и поднива, но и в орбитали.

В хелиевия атом първият електронен слой е завършен – има електрони от $2$.

Водородът и хелият са $s$-елементи, тези атоми имат $s$-орбитали, пълни с електрони.

Елементи на втория период.

За всички елементи от втория период първият електронен слой е запълнен и електроните запълват $s-$ и $p$ орбиталите на втория електронен слой в съответствие с принципа на най-малката енергия (първо $s$, след това $ p$) и правилата на Паули и Хунд.

В неоновия атом вторият електронен слой е завършен - има електрони от $8$.

Елементи на третия период.

За атоми на елементи от третия период първият и вторият електронен слой са завършени, така че се запълва третият електронен слой, в който електроните могат да заемат 3s-, 3p- и 3d-поднива.

Структурата на електронните обвивки на атомите на елементите от третия период.

$3,5$-електронна орбитала е завършена при магнезиевия атом. $Na$ и $Mg$ са $s$-елементи.

За алуминия и следващите елементи поднивото $3d$ е изпълнено с електрони.

$↙(18)(Ar)$ Аргон

$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)s^2(3)p^6$

В аргонов атом външният слой (третият електронен слой) има $8$ електрони. Тъй като външният слой е завършен, но общо, в третия електронен слой, както вече знаете, може да има 18 електрона, което означава, че елементите от третия период имат $3d$-орбитали, останали незапълнени.

Всички елементи от $Al$ до $Ar$ - $p$ -елементи.

$s-$ и $r$ -елементиформа основни подгрупив Периодичната система.

Елементи от четвъртия период.

Атомите на калия и калция имат четвърти електронен слой, $4s$-поднивото е запълнено, т.к. има по-малко енергия от $3d$-подниво. За опростяване на графичните електронни формули на атомите на елементите от четвъртия период:

обозначаваме условно графичната електронна формула на аргона, както следва: $Ar$;
няма да изобразяваме поднивата, които не са запълнени за тези атоми.

$K, Ca$ - $s$ -елементи,включени в основните подгрупи. За атоми от $Sc$ до $Zn$ 3d поднивото е изпълнено с електрони. Това са $3d$-елементи. Те са включени в странични подгрупи,техният пред-външен електронен слой е запълнен, те са посочени преходни елементи.

Обърнете внимание на структурата на електронните обвивки на атомите на хром и мед. В тях възниква „провал“ на един електрон от $4s-$ до $3d$ подниво, което се обяснява с по-голямата енергийна стабилност на получените $3d^5$ и $3d^(10)$ електронни конфигурации:

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

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

Символ на елемент, сериен номер, име	Схема на електронната структура	Електронна формула	Графична електронна формула
$↙(19)(K)$ Калий		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$
$↙(20)(C)$ Калций		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$
$↙(21)(Sc)$ Скандий		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ или $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$
$↙(22)(Ti)$ Титан		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ или $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$
$↙(23)(V)$ Ванадий		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ или $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$
$↙(24)(Cr)$ Хром		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ или $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$
$↙(29)(Сu)$ Хром		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ или $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$
$↙(30)(Zn)$ Цинк		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ или $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$
$↙(31)(Ga)$ Галий		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ или $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$
$↙(36)(Kr)$ Криптон		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ или $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$

В атома на цинка третият електронен слой е завършен - в него са запълнени всички $3s, 3p$ и $3d$ поднива, общо върху тях има $18$ електрони.

В елементите след цинка, четвъртият електронен слой, $4p$-поднивото, продължава да бъде запълнен. Елементи от $Ga$ до $Kr$ - $r$ -елементи.

Външният (четвърти) слой на криптоновия атом е завършен, има $8$ електрони. Но точно в четвъртия електронен слой, както знаете, може да има 32$ електрони; атомът на криптон все още има незапълнени поднива $4d-$ и $4f$.

Елементите от петия период запълват поднивата в следния ред: $5s → 4d → 5р$. Има и изключения, свързани с "пропадането" на електроните, за $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙( 46) Pd$, $↙(47)Ag$. $f$ се появяват в шестия и седмия период -елементи, т.е. елементи, чиито $4f-$ и $5f$-поднива на третия външен електронен слой се запълват, съответно.

$4f$ -елементиНаречен лантаноиди.

$5f$ -елементиНаречен актиниди.

Редът на запълване на електронните поднива в атомите на елементи от шести период: $↙(55)Cs$ и $↙(56)Ba$ - $6s$-елементи; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-елемент; $↙(58)Ce$ – $↙(71)Lu - 4f$-елементи; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-елементи; $↙(81)Т1$ – $↙(86)Rn - 6d$-елементи. Но и тук има елементи, при които е нарушен редът на запълване на електронните орбитали, което например е свързано с по-голяма енергийна стабилност на наполовина и напълно запълнени $f$-поднива, т.е. $nf^7$ и $nf^(14)$.

В зависимост от това кое подниво на атома е запълнено с електрони последно, всички елементи, както вече разбрахте, са разделени на четири електронни семейства или блокове:

$s$ -елементи;$s$-поднивото е изпълнено с електрони външно нивоатом; $s$-елементите включват водород, хелий и елементи от основните подгрупи от групи I и II;
$r$ -елементи;$p$-поднивото на външното ниво на атома е изпълнено с електрони; $p$-елементите включват елементи от основните подгрупи от групи III–VIII;
$d$ -елементи;$d$-поднивото на предвъншното ниво на атома е изпълнено с електрони; $d$-елементите включват елементи от вторични подгрупи от групи I–VIII, т.е. елементи на интеркалирани десетилетия на големи периоди, разположени между $s-$ и $p-$елементи. Те също се наричат преходни елементи;
$f$ -елементи;$f-$подниво на третото ниво на атома отвън е изпълнено с електрони; те включват лантаноиди и актиниди.

Електронната конфигурация на атома. Основни и възбудени състояния на атомите

Швейцарският физик В. Паули в $1925 $ установи това Един атом може да има най-много два електрона в една орбитала.имащи противоположни (антипаралелни) завъртания (преведено от английски като шпиндел), т.е. притежаващи такива свойства, които условно могат да се представят като въртене на електрон около неговата въображаема ос по посока на часовниковата стрелка или обратно на часовниковата стрелка. Този принцип се нарича принципът на Паули.

Ако в орбитала има един електрон, тогава той се нарича несдвоен, ако две, тогава това сдвоени електрони, т.е. електрони с противоположни спинове.

Фигурата показва диаграма на разделянето на енергийните нива на поднива.

$s-$ Орбитална, както вече знаете, има сферична форма. Електронът на водородния атом $(n = 1)$ се намира на тази орбитала и е несдвоен. Според това негово електронна формула, или електронна конфигурация, се записва така: $1s^1$. В електронните формули номерът на енергийното ниво се обозначава с числото пред буквата $ (1 ...) $, латинска букваобозначават поднивото (тип орбитала), а числото, което е изписано в горния десен ъгъл на буквата (като експонента), показва броя на електроните в поднивото.

За хелиев атом He, който има два сдвоени електрона в една и съща $s-$орбитала, тази формула е: $1s^2$. Електронната обвивка на хелиевия атом е пълна и много стабилна. Хелият е благороден газ. Второто енергийно ниво $(n = 2)$ има четири орбитали, една $s$ и три $p$. $s$-орбиталните електрони от второ ниво ($2s$-орбитали) имат по-висока енергия, т.к. са на по-голямо разстояние от ядрото, отколкото електроните на $1s$-орбитала $(n = 2)$. Като цяло, за всяка стойност на $n$ има една $s-$орбитала, но със съответно количество електронна енергия върху нея и следователно със съответен диаметър, нарастващ като стойността на $n$.$s- $Орбиталното увеличение, както вече знаете, има сферична форма. Електронът на водородния атом $(n = 1)$ се намира на тази орбитала и е несдвоен. Следователно, неговата електронна формула или електронна конфигурация се записва по следния начин: $1s^1$. В електронните формули номерът на енергийното ниво се обозначава с числото пред буквата $ (1 ...) $, латинската буква обозначава поднивото (орбитален тип) и числото, което е изписано вдясно от буквата (като експонента) показва броя на електроните в поднивото.

За хелиев атом $He$, който има два сдвоени електрона в една и съща $s-$орбитала, тази формула е: $1s^2$. Електронната обвивка на хелиевия атом е пълна и много стабилна. Хелият е благороден газ. Второто енергийно ниво $(n = 2)$ има четири орбитали, една $s$ и три $p$. Електроните на $s-$орбитали от второ ниво ($2s$-орбитали) имат по-висока енергия, т.к. са на по-голямо разстояние от ядрото, отколкото електроните на $1s$-орбитала $(n = 2)$. Като цяло, за всяка стойност на $n$ има една $s-$орбитала, но със съответно количество електронна енергия върху нея и следователно със съответен диаметър, нарастващ с увеличаване на стойността на $n$.

$r-$ ОрбиталнаИма формата на дъмбел или обем осем. И трите $p$-орбитали са разположени в атома взаимно перпендикулярно по пространствените координати, изтеглени през ядрото на атома. Отново трябва да се подчертае, че всяко енергийно ниво (електронен слой), започвайки от $n= 2$, има три $p$-орбитали. С увеличаване на стойността на $n$ електроните заемат $p$-орбитали, разположени на големи разстояния от ядрото и насочени по осите $x, y, z$.

За елементи от втория период $(n = 2)$ първо се запълва една $s$-орбитала, а след това три $p$-орбитали; електронна формула $Li: 1s^(2)2s^(1)$. Електронът $2s^1$ е по-слабо свързан с атомното ядро, така че литиевият атом може лесно да го отдаде (както вероятно си спомняте, този процес се нарича окисление), превръщайки се в литиев йон $Li^+$.

В берилиевия атом Be четвъртият електрон също е поставен в $2s$ орбитала: $1s^(2)2s^(2)$. Двата външни електрона на берилиевия атом лесно се отделят - $B^0$ се окислява до катиона $Be^(2+)$.

Петият електрон на борния атом заема $2p$-орбитала: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$. Освен това, $2p$-орбиталите на атомите $C, N, O, F$ се запълват, което завършва с неоновия благороден газ: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$.

За елементи от третия период се запълват съответно $3s-$ и $3p$-орбитали. Пет $d$-орбитали от третото ниво остават свободни:

$↙(11)Na 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,

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

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

Понякога в диаграмите, изобразяващи разпределението на електроните в атомите, е посочен само броят на електроните на всяко енергийно ниво, т.е. напишете съкратени електронни формули на атоми на химични елементи, за разлика от горните пълни електронни формули, например:

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

За елементи с големи периоди (четвърти и пети), първите два електрона заемат съответно $4s-$ и $5s$-орбитали: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2 , 8, 18, 8, 2 $. Започвайки с третия елемент на всеки дълъг период, следващите десет електрона ще отидат съответно към предишните $3d-$ и $4d-$орбитали (за елементи от странични подгрупи): $↙(23)V 2, 8, 11, 2;$ $↙(26) Fr 2, 8, 14, 2;$ $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙(43)Tc 2, 8, 18, 13, 2$. Като правило, когато предишното $d$-подниво е запълнено, външното (съответно $4p-$ и $5p-$) $p-$подниво ще започне да се запълва: $↙(33)Като 2, 8, 18, 5;$ $ ↙(52)Te 2, 8, 18, 18, 6 $.

За елементи с големи периоди - шестото и непълното седмо - електронните нива и поднива се запълват с електрони, като правило, както следва: първите два електрона влизат във външното $s-$ подниво: $↙(56)Ba 2, 8 , 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1 $; следващият електрон (за $La$ и $Ca$) към предишното $d$-подниво: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ и $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2 $.

Тогава следващите $14$ електрони ще влязат в третото енергийно ниво отвън, $4f$ и $5f$ орбиталите на лантонидите и актинидите, съответно: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2;$ $↙(92 )U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2 $.

Тогава второто енергийно ниво отвън ($d$-подниво) ще започне да се натрупва отново за елементите на страничните подгрупи: $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙( 104)Rf 2, 8, 18 , 32, 32, 10, 2 $. И накрая, едва след като $d$-поднивото е напълно запълнено с десет електрона, $p$-поднивото ще бъде запълнено отново: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.

Много често структурата на електронните обвивки на атомите се изобразява с помощта на енергийни или квантови клетки - те записват т.нар. графични електронни формули. За този запис се използва следната нотация: всяка квантова клетка се означава с клетка, която съответства на една орбитала; всеки електрон е обозначен със стрелка, съответстваща на посоката на въртене. При запис на графики електронна формуладве правила, които трябва да запомните: Принципът на Паули, според който една клетка (орбитала) може да има не повече от два електрона, но с антипаралелни завъртания, и Правилото на Ф. Хунд, според който електроните заемат свободни клетки първо една по една и в същото време имат същата стойностзавъртане и едва след това сдвояване, но завъртанията в този случай, според принципа на Паули, вече ще бъдат противоположно насочени.