Az atom szerkezete, kémiai kötése, vegyértéke és a molekulák szerkezete. A kémiai elemek atomjainak szerkezete

Dokumentumfilm oktatófilmek. "Fizika" sorozat.

Atom (a görög atomos szóból - oszthatatlan) - egymagos, kémiailag oszthatatlan részecske kémiai elem, az anyag tulajdonságainak hordozója. Az anyagok atomokból épülnek fel. Maga az atom egy pozitív töltésű atommagból és egy negatív töltésű elektronfelhőből áll. Általában az atom elektromosan semleges. Egy atom méretét teljesen meghatározza az elektronfelhő mérete, mivel az atommag mérete elhanyagolható az elektronfelhő méretéhez képest. Az atommag Z pozitív töltésű protonból (a proton töltése hagyományos mértékegységben +1-nek felel meg) és N neutronból áll, amelyek nem hordoznak töltést (a protonokat és neutronokat nukleonoknak nevezzük). Így az atommag töltését csak a protonok száma határozza meg, és megegyezik az elem sorozatszámával a periódusos rendszerben. Az atommag pozitív töltését negatív töltésű elektronok kompenzálják (elektrontöltés tetszőleges mértékegységben -1), amelyek elektronfelhőt alkotnak. Az elektronok száma megegyezik a protonok számával. A protonok és neutronok tömege egyenlő (1 és 1 amu).

Az atom tömegét az atommag tömege határozza meg, mivel az elektron tömege körülbelül 1850-szer kisebb, mint egy proton és egy neutron tömege, és ritkán veszik figyelembe a számításokban. A neutronok számát az atom tömege és a protonok számának különbségéből (N=A-Z) találhatjuk meg. Bármely kémiai elem atomjainak típusa, amelynek magja szigorúan a következőkből áll egy bizonyos számot A protonokat (Z) és a neutronokat (N) nuklidnak nevezzük.

Az elektron tulajdonságainak és az elektronszintek kialakulásának szabályainak tanulmányozása előtt érinteni kell az atom szerkezetére vonatkozó elképzelések kialakulásának történetét. Nem vesszük figyelembe az atomi szerkezet kialakulásának teljes történetét, hanem csak a legrelevánsabb és leginkább "helyes" elképzeléseken fogunk foglalkozni, amelyek a legvilágosabban megmutatják, hogyan helyezkednek el az elektronok az atomban. Az atomok, mint az anyag elemi összetevőinek jelenlétét először az ókori görög filozófusok javasolták. Ezt követően az atom szerkezetének története nehéz utat járt be, és különböző elképzeléseken ment keresztül, mint például az atom oszthatatlansága, az atom Thomson-modellje és mások. Az Ernest Rutherford által 1911-ben javasolt atommodell bizonyult a legközelebbinek. Összehasonlította az atomot Naprendszer, ahol az atommag napként működött, az elektronok pedig bolygókként mozogtak körülötte. Az elektronok álló pályára helyezése nagyon fontos lépés volt az atom szerkezetének megértésében. Azonban olyan bolygómodell Az atom szerkezete ütközött a klasszikus mechanikával. A helyzet az, hogy amikor egy elektron pályán mozog, potenciális energiát kellett veszítenie, és végül "leesik" az atommagra, és az atomnak meg kellett szűnnie. Ezt a paradoxont ​​Niels Bohr posztulátumok bevezetésével szüntette meg. E posztulátumok szerint az elektron stacionárius pályákon mozgott az atommag körül, és normál körülmények között nem vett fel és nem bocsát ki energiát. A posztulátumok azt mutatják, hogy a klasszikus mechanika törvényei nem alkalmasak az atom leírására. Az atomnak ezt a modelljét Bohr-Rutherford modellnek nevezik. folytatás bolygószerkezet Az atom az atom kvantummechanikai modellje, amely szerint az elektront fogjuk figyelembe venni.

Az elektron egy kvázi részecske, amely korpuszkuláris hullám dualizmust mutat. Egyszerre részecske (testtest) és hullám is. A részecske tulajdonságai közé tartozik az elektron tömege és töltése, valamint a hullám tulajdonságai - a diffrakció és az interferencia képessége. Az elektron hullám- és korpuszkuláris tulajdonságai közötti összefüggést a de Broglie-egyenlet tükrözi.

(Előadásjegyzet)

Az atom szerkezete. Bevezetés.

A kémia vizsgálati tárgya a kémiai elemek és vegyületeik. kémiai elem Azonos pozitív töltésű atomok csoportját nevezzük. Atom a kémiai elem legkisebb részecskéje, amely megtartja azt Kémiai tulajdonságok. Egymással összekapcsolódva egy vagy különböző elemek atomjai bonyolultabb részecskéket alkotnak - molekulák. Atomok vagy molekulák gyűjteménye vegyi anyagokat alkot. Minden egyes kémiai anyagot egyedi fizikai tulajdonságok összessége jellemez, mint például a forráspont és az olvadáspont, a sűrűség, az elektromos és hővezető képesség stb.

1. Az atom szerkezete és az elemek periódusos rendszere

DI. Mengyelejev.

A rendelés kitöltési mintáinak ismerete és megértése Periodikus rendszer elemek D.I. Mengyelejev lehetővé teszi, hogy megértsük a következőket:

1. bizonyos elemek természetben való létezésének fizikai lényege,

2. az elem kémiai vegyértékének jellege,

3. egy elem azon képessége és „könnyűsége”, hogy elektronokat adjon vagy fogadjon, amikor kölcsönhatásba lép egy másik elemmel,

4. a kialakuló kémiai kötések jellege adott elem más elemekkel való kölcsönhatás során egyszerű és összetett molekulák térszerkezete stb., stb.

Az atom szerkezete.

Az atom mozgásban lévő és egymással kölcsönhatásban lévő elemi részecskék összetett mikrorendszere.

A 19. század végén és a 20. század elején megállapították, hogy az atomok kisebb részecskékből állnak: neutronokból, protonokból és elektronokból Az utolsó két részecske töltött részecske, a proton pozitív töltést hordoz, az elektron negatív. Mivel az alapállapotban lévő elem atomjai elektromosan semlegesek, ez azt jelenti, hogy bármely elem atomjában a protonok száma megegyezik az elektronok számával. Az atomok tömegét a protonok és neutronok tömegének összege határozza meg, amelyek száma megegyezik az atomok tömege és sorozatszáma közötti különbséggel a D.I. periodikus rendszerében. Mengyelejev.

1926-ban Schrodinger javasolta a mikrorészecskék mozgásának leírását egy elem atomjában az általa levezetett hullámegyenlet segítségével. A hidrogénatom Schrödinger-hullámegyenletének megoldása során három egész kvantumszám jelenik meg: n, ℓ és m ℓ , amelyek az elektron állapotát jellemzik a háromdimenziós térben az atommag központi mezőjében. kvantumszámok n, ℓ és m ℓ vegyen egész értékeket. Három kvantumszámmal definiált hullámfüggvény n, ℓ és m ℓ és a Schrödinger-egyenlet megoldása eredményeként kapott orbitálisnak nevezzük. Az orbitál a térnek egy olyan tartománya, amelyben a legnagyobb valószínűséggel elektron található. kémiai elem atomjához tartozó. Így a Schrödinger-egyenlet megoldása a hidrogénatomra három kvantumszám megjelenéséhez vezet, fizikai jelentése ami azt jelenti, hogy jellemzik azt a három különböző típusú pályát, amellyel egy atom rendelkezhet. Nézzük meg közelebbről az egyes kvantumszámokat.

Főkvantumszám n tetszőleges pozitív egész értéket vehet fel: n = 1,2,3,4,5,6,7… Az elektronikus szint energiáját és az elektronikus "felhő" méretét jellemzi. Jellemző, hogy a főkvantumszám száma egybeesik annak a periódusnak a számával, amelyben az adott elem található.

Azimutális vagy orbitális kvantumszámℓ integer értékeket vehet fel ℓ = 0….n – 1-ig, és meghatározza az elektronmozgás pillanatát, azaz. orbitális alakja. A ℓ különböző számértékeihez a következő jelölést használjuk: ℓ = 0, 1, 2, 3, és szimbólumokkal jelöljük s, p, d, f, ill ℓ = 0, 1, 2 és 3. Az elemek periódusos rendszerében nincsenek spinszámú elemek ℓ = 4.

Mágneses kvantumszámm ℓ jellemzi az elektronpályák térbeli elrendezését, és ebből következően az elektron elektromágneses tulajdonságait. Értékeket vehet fel - ℓ a +-ra ℓ , beleértve a nullát.

Az atompályák alakja, pontosabban szimmetriatulajdonságai attól függnek kvantumszámok ℓ és m ℓ . "elektronikus felhő", aminek megfelelő s- a pályáknak golyó alakja van (ugyanakkor ℓ = 0).

1. ábra. 1s orbitális

Az ℓ = 1 és m ℓ = -1, 0 és +1 kvantumszámokkal meghatározott pályákat p-pályáknak nevezzük. Mivel m ℓ három különböző értékeket, akkor az atomnak három energetikailag ekvivalens p-pályája van (ezek fő kvantumszáma ugyanaz, és n = 2,3,4,5,6 vagy 7 lehet). A p-pályák tengelyirányú szimmetriájúak, és háromdimenziós nyolcasok, amelyek egy külső mezőben az x, y és z tengelyek mentén orientálódnak (1.2. ábra). Innen ered a p x, p y és p z szimbólumok eredete.

2. ábra. p x , p y és p z -pályák

Ezen kívül vannak d- és f-atomos pályák, az első ℓ = 2 és m ℓ = -2, -1, 0, +1 és +2, azaz. öt AO, a másodikra ​​ℓ = 3 és m ℓ = -3, -2, -1, 0, +1, +2 és +3, azaz. 7 AO.

negyedik kvantum m s A spinkvantumszámnak nevezett számot Goudsmit és Uhlenbeck vezette be 1925-ben, hogy megmagyarázzon néhány finom hatást a hidrogénatom spektrumában. Az elektron spinje egy elektron töltött elemi részecskéjének szögimpulzusa, amelynek orientációja kvantált, azaz. szigorúan bizonyos szögekre korlátozva. Ezt az orientációt a spin mágneses kvantumszám (s) értéke határozza meg, amely egy elektron esetében ½ , tehát egy elektronra, a kvantálási szabályok szerint m s = ± ½. Ebben a tekintetben a három kvantumszám halmazához hozzá kell adni a kvantumszámot m s . Még egyszer hangsúlyozzuk, hogy négy kvantumszám határozza meg a Mengyelejev-féle elemperiódusos rendszer felépítésének sorrendjét, és megmagyarázza, hogy miért csak két elem van az első periódusban, nyolc a másodikban és a harmadikban, 18 a negyedikben, és így tovább. , ahhoz, hogy megmagyarázzuk az atomok többelektronos szerkezetét, az elektronszintek kitöltésének sorrendjét az atom pozitív töltésének növekedésével, nem elég fogalmunk arról a négy kvantumszámról, amelyek "irányítják" az elektronok viselkedését. elektronikus pályák kitöltésekor, de többet kell tudnia egyszerű szabályok, nevezetesen, Pauli elve, Gund uralma és Klecskovszkij szabályai.

A Pauli-elv szerint ugyanabban a kvantumállapotban, amelyet négy kvantumszám bizonyos értékei jellemeznek, nem lehet egynél több elektron. Ez azt jelenti, hogy egy elektron elvileg bármelyik atompályán elhelyezhető. Két elektron csak akkor lehet ugyanazon az atompályán, ha eltérő spinkvantumszáma van.

Ha három p-AO-t, öt d-AO-t és hét f-AO-t elektronokkal töltünk meg, akkor nemcsak a Pauli-elvet, hanem a Hund-szabályt is figyelembe kell venni: Az egyik részhéj pályáinak feltöltése alapállapotban azonos spinű elektronokkal történik.

Alhéjak kitöltésekor (p, d, f) a pörgetések összegének abszolút értékének maximumnak kell lennie.

Klecskovszkij uralma. A Klechkovsky-szabály szerint töltéskord és faz elektronok általi pályát tiszteletben kell tartaniminimális energia elve. Ezen elv szerint az alapállapotban lévő elektronok minimális energiaszinttel töltik meg a pályákat. Egy részszint energiáját a kvantumszámok összege határozza megn + ℓ = E .

Klecskovszkij első szabálya: először töltse ki azokat az alszinteket, amelyekhezn + ℓ = E minimális.

Klecskovszkij második szabálya: egyenlőség eseténn + ℓ több alszinthez, amelynek alszintjen minimális .

Jelenleg 109 elem ismert.

2. Ionizációs energia, elektronaffinitás és elektronegativitás.

Az atom elektronkonfigurációjának legfontosabb jellemzői az ionizációs energia (EI) vagy ionizációs potenciál (IP) és az atom elektronaffinitása (SE). Az ionizációs energia az energia változása az elektron szabad atomról való leválása során 0 K-on: A = + + ē . Az ionizációs energia függése az elem Z rendszámától, az atomsugár nagyságától kifejezett periodikus jellegű.

Az elektronaffinitás (SE) az az energiaváltozás, amely egy elektronnak egy izolált atomhoz történő hozzáadásával együtt jár negatív ion képződésével 0 K hőmérsékleten: A + ē = A - (az atom és az ion alapállapotában van). Ebben az esetben az elektron a legalacsonyabb szabad atompályát (LUAO) foglalja el, ha a VZAO-t két elektron foglalja el. Az SE erősen függ az orbitális elektronikus konfigurációjuktól.

Az EI és SE változásai korrelálnak az elemek és vegyületeik számos tulajdonságának változásával, amelyet arra használnak, hogy megjósolják ezeket a tulajdonságokat az EI és SE értékeiből. A halogéneknek van a legnagyobb abszolút elektronaffinitásuk. Az elemek periódusos rendszerének minden csoportjában az ionizációs potenciál vagy az EI az elemszám növekedésével csökken, ami az atomsugár növekedésével és az elektronrétegek számának növekedésével jár, és ami jól korrelál az ionizációs potenciál növekedésével. elem redukáló ereje.

Az elemek periódusos rendszerének 1. táblázata megadja az EI és SE értékeit eV/atom-ban. Vegye figyelembe, hogy pontos értékek Az SE-k csak néhány atomról ismertek, értékeik az 1. táblázatban vannak aláhúzva.

Asztal 1

Az atomok első ionizációs energiája (EI), elektronaffinitása (SE) és elektronegativitása χ) a periodikus rendszerben.

χ	0.747 2. 1 0 0, 3 7																	1,2 2
χ	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
χ	0. 7 4 1. 89	-0.3 1 . 3 1 1 . 6 0											0. 6	1.63	0.7	2.07	3.61
χ	2.3 6	- 0 .6						1,26 (α)				-0.9 1 . 39	0. 18	1.2	0. 6	2.07	3.36
χ	2.4 8											-0.6 1 . 56	0. 2			2.2
χ	2.6 7	2, 2 1						Os

χ - Pauling elektronegativitás

r- atomi sugár, (az általános és szervetlen kémia laboratóriumi és szemináriumi osztályaiból, N. S. Akhmetov, M. K. Azizova, L. I. Badygina)

A vegyi anyagok azok, amelyek a minket körülvevő világot alkotják.

Az egyes kémiai anyagok tulajdonságait két típusra osztják: ezek a kémiai, amelyek más anyagok képzésére való képességüket jellemzik, és a fizikaiak, amelyek objektíven megfigyelhetők, és a kémiai átalakulásoktól elkülönítve tekinthetők. Tehát például egy anyag fizikai tulajdonságai aggregáltsági állapota (szilárd, folyékony vagy gáznemű), hővezető képessége, hőkapacitása, oldhatósága különböző közegekben (víz, alkohol stb.), sűrűsége, színe, íze stb. .

Egyesek átalakulásai vegyi anyagok más anyagokba való bejutást kémiai jelenségeknek vagy kémiai reakcióknak nevezzük. Meg kell jegyezni, hogy vannak fizikai jelenségek is, amelyek nyilvánvalóan néhány változással járnak fizikai tulajdonságok anyagokat anélkül, hogy más anyagokká alakulnának át. A fizikai jelenségek közé tartozik például a jég olvadása, a víz fagyása vagy elpárolgása stb.

Megfigyeléssel lehet következtetni arra, hogy bármely folyamat során kémiai jelenség játszódik le jellemzők kémiai reakciók például színváltozás, csapadék, gázfejlődés, hő- és/vagy fényfejlődés.

Így például a kémiai reakciók lefolyásáról következtetést lehet levonni, ha megfigyeljük:

Az üledék képződése a víz forralásakor, amelyet a mindennapi életben vízkőnek neveznek;

Hő és fény felszabadulása a tűz égése során;

Módosítsa a szelet színét friss alma Adásban;

Gázbuborékok képződése a tészta erjesztése során stb.

A legkisebb anyagrészecskéket, amelyek a kémiai reakciók során gyakorlatilag nem változnak, hanem csak új módon kapcsolódnak egymáshoz, atomoknak nevezzük.

Az ilyen anyagegységek létezésének gondolata felmerült ókori Görögország az ókori filozófusok fejében, ami tulajdonképpen megmagyarázza az „atom” kifejezés eredetét, mivel az „atomos” szó szerint görögül fordítva „oszthatatlant” jelent.

Az elképzeléssel ellentétben azonban ókori görög filozófusok, az atomok nem az anyag abszolút minimumát jelentik, i.e. önmaguknak összetett szerkezetük van.

Mindegyik atom úgynevezett szubatomi részecskékből áll - protonokból, neutronokból és elektronokból, amelyeket rendre p +, n o és e - szimbólumok jelölnek. A használt jelölés felső indexe azt jelzi, hogy a proton egységnyi pozitív, az elektron egységnyi negatív, a neutron töltése nincs.

Ami az atom minőségi szerkezetét illeti, minden atomban az összes proton és neutron az úgynevezett atommagban koncentrálódik, amely körül az elektronok elektronhéjat alkotnak.

A proton és a neutron gyakorlatilag azonos tömegű, azaz. m p ≈ m n, és az elektron tömege majdnem 2000-szer kisebb mindegyikük tömegénél, azaz. m p / m e ≈ m n / m e ≈ 2000.

Mivel az atom alapvető tulajdonsága az elektromos semlegessége, és egy elektron töltése egyenlő egy proton töltésével, ebből arra lehet következtetni, hogy bármely atomban az elektronok száma megegyezik a protonok számával.

Így például az alábbi táblázat az atomok lehetséges összetételét mutatja:

Az azonos magtöltésű atomok típusa, pl. val vel ugyanaz a szám az atommagjukban lévő protonokat kémiai elemnek nevezzük. Így a fenti táblázatból azt a következtetést vonhatjuk le, hogy az atom1 és az atom2 egy kémiai elemhez, az atom3 és az atom4 pedig egy másik kémiai elemhez tartozik.

Minden kémiai elemnek megvan a saját neve és egyedi szimbóluma, amelyet bizonyos módon olvasnak. Így például a legegyszerűbb kémiai elem, amelynek atomjai csak egy protont tartalmaznak az atommagban, a "hidrogén" nevet viselik, és a "H" szimbólummal jelölik, amelyet "hamunak" kell olvasni, valamint a kémiai elemet. +7-es (azaz 7 protont tartalmazó) nukleáris töltéssel - "nitrogén", "N" szimbólummal rendelkezik, amelyet "en"-nek kell olvasni.

Amint a fenti táblázatból látható, egy kémiai elem atomjai eltérhetnek az atommagokban lévő neutronok számában.

Izotópoknak nevezzük azokat az atomokat, amelyek ugyanahhoz a kémiai elemhez tartoznak, de eltérő számú neutronnal és ennek következtében tömegükkel rendelkeznek.

Így például a hidrogén kémiai elemnek három izotópja van - 1 H, 2 H és 3 H. A H szimbólum feletti 1, 2 és 3 indexek a neutronok és protonok teljes számát jelentik. Azok. tudván, hogy a hidrogén kémiai elem, amelyre az a jellemző, hogy az atommagjaiban egy proton van, megállapíthatjuk, hogy az 1 H izotópban egyáltalán nincsenek neutronok (1-1 = 0), a 2 H izotóp - 1 neutron (2-1=1) és a 3 H izotópban - két neutron (3-1=2). Mivel, mint már említettük, a neutron és a proton tömege azonos, és az elektron tömege elhanyagolható hozzájuk képest, ez azt jelenti, hogy a 2 H izotóp csaknem kétszer olyan nehéz, mint az 1 H izotóp, a 3 H izotóp. Az izotóp háromszor olyan nehéz. A hidrogénizotópok tömegének ekkora terjedése kapcsán a 2 H és 3 H izotópok még külön egyedi elnevezéseket és szimbólumokat is kaptak, ami más kémiai elemre nem jellemző. A 2 H izotópot deutériumnak nevezték el, és D szimbólummal, a 3 H izotópot pedig tríciumnak és T szimbólummal látták el.

Ha egységnek vesszük a proton és a neutron tömegét, és figyelmen kívül hagyjuk az elektron tömegét, akkor valójában az atomban lévő protonok és neutronok összlétszáma mellett a bal felső indexet tekinthetjük tömegének, ill. ezért ezt az indexet tömegszámnak nevezzük, és az A szimbólummal jelöljük. Mivel bármely proton atommagjának töltése megfelel az atomnak, és minden proton töltése feltételesen +1, ezért a protonok száma a protonokban magot nevezzük díjszám(Z). Ha az atomban lévő neutronok számát N betűvel jelöljük, akkor matematikailag a tömegszám, a töltésszám és a neutronok száma közötti összefüggés a következőképpen fejezhető ki:

A modern fogalmak szerint az elektron kettős (részecske-hullám) természetű. Részecske és hullám tulajdonságai is vannak. A részecskéhez hasonlóan az elektronnak is van tömege és töltése, ugyanakkor az elektronok áramlását, akárcsak a hullámot, diffrakciós képesség jellemzi.

Az atomban lévő elektronok állapotának leírására reprezentációkat használnak kvantummechanika, amely szerint az elektronnak nincs meghatározott mozgási pályája, és a tér bármely pontjában elhelyezkedhet, de eltérő valószínűséggel.

Az atommag körüli tér azon tartományát, ahol a legnagyobb valószínűséggel elektron található, atompályának nevezzük.

Egy atompályán lehet változatos formában, méret és tájolás. Az atomi pályát elektronfelhőnek is nevezik.

Grafikusan egy atompályát általában négyzet alakú cellaként jelölnek:

A kvantummechanika rendkívül összetett matematikai apparátussal rendelkezik, ezért egy iskolai kémia tantárgy keretein belül csak a kvantummechanikai elmélet következményeivel foglalkozunk.

Ezen konzekvenciák szerint bármely atompályát és a rajta elhelyezkedő elektront 4 kvantumszámmal teljesen jellemeznek.

• A fő kvantumszám - n - határozza meg az elektron teljes energiáját egy adott pályán. A fő kvantumszám értéktartománya minden egész számok, azaz n = 1,2,3,4,5 stb.
• A pályakvantumszám - l - az atompálya alakját jellemzi, és tetszőleges egész értéket vehet fel 0-tól n-1-ig, ahol n, visszahívás, a fő kvantumszám.

Az l = 0 pályákat nevezzük s-pályák. Az s-pályák gömb alakúak, és nincs irányuk a térben:

Az l = 1 pályákat nevezzük p-pályák. Ezek a pályák háromdimenziós nyolcas alakúak, azaz. a nyolcas szám szimmetriatengelye körüli elforgatásával kapott alakzat, és külsőleg súlyzóhoz hasonlít:

Az l = 2 pályákat nevezzük d-pályák, és l = 3 – f-pályák. Szerkezetük sokkal összetettebb.

3) A mágneses kvantumszám - m l - meghatározza egy adott atompálya térbeli orientációját, és kifejezi a pálya szögimpulzusának vetületét az irányra. mágneses mező. Az m l mágneses kvantumszám megfelel a pálya orientációjának a külső mágneses térerősség vektor irányához képest, és bármilyen egész értéket vehet fel –l-től +l-ig, beleértve a 0-t is, azaz. teljes lehetséges értékek egyenlő (2l+1). Tehát például l = 0 m esetén l = 0 (egy érték), l = 1 m-vel l = -1, 0, +1 (három érték), l = 2 m esetén l = -2, -1, 0, + 1 , +2 (a mágneses kvantumszám öt értéke) stb.

Tehát például p-pályák, azaz. az l = 1 pályakvantumszámú, „háromdimenziós nyolcas” alakú pályák a mágneses kvantumszám három értékének (-1, 0, +1) felelnek meg, ami viszont megfelel három egymásra merőleges térirányba.

4) A spinkvantumszám (vagy egyszerűen spin) - m s - feltételesen felelősnek tekinthető az atomban lévő elektron forgásirányáért, értéket vehet fel. A különböző spinű elektronokat különböző irányokba mutató függőleges nyilak jelzik: ↓ és .

Az atomban lévő összes olyan pályának a halmazát, amelyeknek azonos a főkvantumszám értéke, energiaszintnek, ill. elektronhéj. Bármely tetszőleges energiaszint valamilyen n számmal n 2 pályából áll.

Sok orbitális ugyanazok az értékek A főkvantumszám és az orbitális kvantumszám az energia alszintet jelenti.

Minden energiaszint, amely megfelel az n fő kvantumszámnak, n alszintet tartalmaz. Viszont minden l orbitális kvantumszámú energia-alszint (2l+1) pályákból áll. Így az s-alréteg egy s-pályából, a p-alréteg három p-pályából, a d-alréteg öt d-pályából, az f-alréteg pedig hét f-pályából áll. Mivel, mint már említettük, egy atompályát gyakran egy négyzet alakú cellával jelölnek, az s-, p-, d- és f-alszintek grafikusan a következőképpen ábrázolhatók:

Mindegyik pálya megfelel egy szigorúan meghatározott, három kvantumszámból álló n, l és m l egyedi halmaznak.

Az elektronok pályákon való eloszlását elektronikus konfigurációnak nevezzük.

Az atomi pályák elektronokkal való feltöltése három feltétellel összhangban történik:

• A minimális energia elve: Az elektronok kitöltik a pályákat a legalacsonyabb energiaszinttől kezdve. Az alszintek sorrendje az energia növekedésének sorrendjében a következő: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;

Annak érdekében, hogy könnyebben megjegyezzük az elektronikus alszintek kitöltésének sorrendjét, a következő grafikus illusztráció nagyon kényelmes:

• Pauli elv: Minden pályán legfeljebb két elektron tarthat.

Ha egy elektron van a pályán, akkor azt párosítatlannak, ha pedig kettő van, akkor elektronpárnak nevezzük.

• Hund szabálya: az atom legstabilabb állapota az, amelyben egy alszinten belül az atomnak a lehető legtöbb párosítatlan elektronja van. Az atomnak ezt a legstabilabb állapotát alapállapotnak nevezzük.

Valójában a fentiek azt jelentik, hogy például az 1., 2., 3. és 4. elektron elhelyezése a p-alszint három pályáján a következőképpen történik:

Az atompályák töltése 1-es töltésszámú hidrogénből 36-os töltésszámú kriptonba (Kr) a következőképpen történik:

Az atompályák kitöltésének sorrendjének hasonló ábrázolását energiadiagramnak nevezzük. Az egyes elemek elektronikus diagramjai alapján felírhatja azok úgynevezett elektronikus képleteit (konfigurációit). Tehát például egy 15 protonból és ennek eredményeként 15 elektronból álló elem, azaz. a foszfor (P) energiadiagramja a következő:

Elektronikus képletre fordítva a foszforatom a következő alakot veszi fel:

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

Az alszint szimbólumtól balra lévő normál méretű számok az energiaszint számát, az alszint szimbólumtól jobbra lévő felső indexek pedig a megfelelő alszinten lévő elektronok számát mutatják.

Az alábbiakban a D.I. első 36 elemének elektronikus képlete látható. Mengyelejev.

időszak	Cikkszám.	szimbólum	cím	elektronikus képlet
én	1	H	hidrogén	1s 1
	2	Ő	hélium	1s2
II	3	Li	lítium	1s2 2s1
	4	Lenni	berillium	1s2 2s2
	5	B	bór	1s 2 2s 2 2p 1
	6	C	szén	1s 2 2s 2 2p 2
	7	N	nitrogén	1s 2 2s 2 2p 3
	8	O	oxigén	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	nátrium	1s 2 2s 2 2p 6 3s 1
	12	mg	magnézium	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2
	13	Al	alumínium	1s 2 s 2 2p 6 3s 2 3p 1
	14	Si	szilícium	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2
	15	P	foszfor	1s 2 s 2 2p 6 3s 2 3p 3
	16	S	kén	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4
	17	Cl	klór	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	kálium	1s 2 s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1
	20	kb	kalcium	1s 2 s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2
	21	sc	skandium	1s 2 s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1
	22	Ti	titán	1s 2 s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2
	23	V	vanádium	1s 2 s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3
	24	Kr	króm	1s 2 s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 s a d alszint
	25	Mn	mangán	1s 2 s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5
	26	Fe	Vas	1s 2 s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6
	27	co	kobalt	1s 2 s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7
	28	Ni	nikkel	1s 2 s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8
	29	Cu	réz	1s 2 s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 s a d alszint
	30	Zn	cink-	1s 2 s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10
	31	Ga	gallium	1s 2 s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1
	32	Ge	germánium	1s 2 s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2
	33	Mint	arzén	1s 2 s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3
	34	Se	szelén	1s 2 s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4mp 2 3d 10 4p 4
	35	Br	bróm	1s 2 s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5
	36	kr	kripton	1s 2 s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6

Mint már említettük, alapállapotukban az atomi pályákon az elektronok a legkisebb energia elve szerint vannak elrendezve. Ennek ellenére az atom alapállapotában lévő üres p-pályák jelenlétében gyakran, amikor többletenergiát juttatnak rá, az atom átvihető az úgynevezett gerjesztett állapotba. Így például egy bóratom alapállapotában a következő formájú elektronikus konfigurációval és energiadiagrammal rendelkezik:

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

És gerjesztett állapotban (*), azaz. amikor energiát adunk a bóratomnak, annak elektronikus konfigurációja és energiadiagramja így fog kinézni:

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

Attól függően, hogy az atom melyik alszintjét töltik ki utoljára, a kémiai elemeket s, p, d vagy f csoportokra osztják.

Az s, p, d és f-elemek megtalálása a táblázatban D.I. Mengyelejev:

• Az s-elemeknek az utolsó kitöltendő s-alszintjük van. Ezek az elemek az I. és II. csoport fő (a táblázatcellában balra) alcsoportjainak elemeit tartalmazzák.
• A p-elemeknél a p-alszint kitöltésre kerül. A p-elemek az első és a hetedik kivételével minden időszak utolsó hat elemét, valamint a III-VIII csoportok fő alcsoportjainak elemeit tartalmazzák.
• a d-elemek nagy periódusokban az s- és p-elemek között helyezkednek el.
• Az f-elemeket lantanidoknak és aktinidáknak nevezzük. A táblázat aljára helyezi őket D.I. Mengyelejev.

A leckét az atom összetett szerkezetével kapcsolatos elképzelések kialakításának szentelik. Figyelembe veszik az elektronok állapotát egy atomban, bemutatják az "atomipálya és elektronfelhő" fogalmait, a pályák formáit (s--, p-, d-pályák). Olyan szempontokat is figyelembe kell venni, mint az elektronok maximális száma energiaszinteken és alszinteken, az elektronok energiaszintek és alszintek közötti eloszlása ​​az első négy periódus elemeinek atomjaiban, az s-, p- és d-elemek vegyértékelektronjai. Megadjuk az atomok elektronrétegeinek felépítésének grafikus sémáját (elektron-grafikus képlet).

Téma: Az atom szerkezete. Periodikus törvény D.I. Mengyelejev

Tanulság: Az atom szerkezete

Görögről lefordítva a "szó" atom" azt jelenti, hogy "oszthatatlan". Felfedeztek azonban olyan jelenségeket, amelyek a megosztottságának lehetőségét demonstrálják. Ezek a röntgensugárzás, a katódsugárzás, a fotoelektromos hatás jelensége, a radioaktivitás jelensége. Az elektronok, a protonok és a neutronok az atomot alkotó részecskék. Úgy hívják szubatomi részecskék.

Tab. egy

A protonokon kívül a legtöbb atom magja tartalmaz neutronok amelyek díjmentesek. Amint az a táblázatból látható. 1, a neutron tömege gyakorlatilag nem különbözik a proton tömegétől. A protonok és a neutronok alkotják az atommagot, és ún nukleonok (mag - mag). Töltéseiket és tömegüket atomi tömegegységben (a.m.u.) az 1. táblázat mutatja. Egy atom tömegének kiszámításakor az elektron tömege figyelmen kívül hagyható.

Egy atom tömege ( tömegszám) egyenlő az atommagot alkotó protonok és neutronok tömegének összegével. A tömegszámot betű jelöli DE. Ennek a mennyiségnek a nevéből látható, hogy szorosan összefügg az elem egész számra kerekített atomtömegével. A=Z+N

Itt A- egy atom tömegszáma (a protonok és neutronok összege), Z- nukleáris töltés (protonok száma az atommagban), N a neutronok száma az atommagban. Az izotópok doktrínája szerint a „kémiai elem” fogalma a következő definícióval adható:

kémiai elem Azonos magtöltésű atomok csoportját nevezzük.

Egyes elemek többszörösen léteznek izotópok. Az „izotópok” azt jelentik, hogy „ugyanazon helyet foglalnak el”. Az izotópoknak ugyanannyi protonjuk van, de tömegük, azaz az atommag neutronjainak száma különbözik (N szám). Mivel a neutronok alig vagy egyáltalán nem hatnak az elemek kémiai tulajdonságaira, ugyanazon elem minden izotópja kémiailag megkülönböztethetetlen.

Izotópoknak nevezzük ugyanazon kémiai elem atomjainak változatait, amelyek azonos nukleáris töltéssel (vagyis azonos számú protonnal), de az atommagban eltérő számú neutronnal rendelkeznek.

Az izotópok csak tömegszámukban különböznek egymástól. Ezt vagy egy felső index jelzi a jobb sarokban, vagy egy sorban: 12 C vagy C-12 . Ha egy elem több természetes izotópot tartalmaz, akkor a periódusos rendszerben D.I. Mengyelejev megadja az átlagos atomtömeget, figyelembe véve a prevalenciát. Például a klór 2 természetes izotópot tartalmaz 35 Cl és 37 Cl, amelyek tartalma 75%, illetve 25%. Így a klór atomtömege egyenlő lesz:

DEr(Cl)=0,75 . 35+0,25 . 37=35,5

A mesterségesen szintetizált nehéz atomok esetében szögletes zárójelben egy atomtömeg értéket adunk meg. Ez az elem legstabilabb izotópjának atomtömege.

Az atom szerkezetének alapmodellei

Történelmileg az atom Thomson-modellje volt az első 1897-ben.

Rizs. 1. J. Thomson, az atom szerkezetének modellje

J. J. Thomson angol fizikus azt javasolta, hogy az atomok egy pozitív töltésű gömbből állnak, amelyben elektronok helyezkednek el (1. ábra). Ezt a modellt átvitt értelemben "szilvapudingnak" nevezik, egy zsemle mazsolával (ahol a "mazsola" elektronok), vagy "görögdinnye" "magokkal" - elektronokkal. Ezt a modellt azonban elvetették, mivel ennek ellentmondó kísérleti adatok születtek.

Rizs. 2. Az atom szerkezetének modellje E. Rutherford

1910-ben Ernst Rutherford angol fizikus tanítványaival, Geigerrel és Marsdennel olyan kísérletet végzett, amely elképesztő eredményeket hozott, amelyek a Thomson-modell szempontjából megmagyarázhatatlanok voltak. Ernst Rutherford tapasztalattal bebizonyította, hogy az atom középpontjában egy pozitív töltésű atommag található (2. ábra), amely körül a Nap körüli bolygókhoz hasonlóan elektronok keringenek. Az atom összességében elektromosan semleges, és az elektronokat az elektrosztatikus vonzási erők (Coulomb-erők) tartják az atomban. Ennek a modellnek sok ellentmondása volt, és ami a legfontosabb, nem magyarázta meg, miért nem esnek az elektronok az atommagra, valamint az energia abszorpciójának és kibocsátásának lehetőségét sem.

N. Bohr dán fizikus 1913-ban, Rutherford atommodelljét alapul véve, egy olyan atommodellt javasolt, amelyben az elektronrészecskék nagyjából ugyanúgy keringenek az atommag körül, mint a bolygók a Nap körül.

Rizs. 3. N. Bohr bolygómodellje

Bohr azt javasolta, hogy az atomban lévő elektronok csak az atommagtól szigorúan meghatározott távolságú pályákon létezhetnek stabilan. Ezeket a pályákat állónak nevezte. Az álló pályákon kívül elektron nem létezhet. Hogy ez miért van így, azt Bohr akkor nem tudta megmagyarázni. De megmutatta, hogy egy ilyen modell (3. ábra) sok kísérleti tény megmagyarázását teszi lehetővé.

Jelenleg az atom szerkezetének leírására használják kvantummechanika. Ez egy tudomány, melynek fő szempontja, hogy az elektron egyszerre rendelkezik részecske és hullám tulajdonságokkal, azaz hullám-részecske kettősséggel. A kvantummechanika szerint A térnek azt a tartományát nevezzük, amelyben a legnagyobb az elektron megtalálásának valószínűségeorbitális. Minél távolabb van az elektron az atommagtól, annál kisebb a kölcsönhatási energiája az atommaggal. Közeli energiájú elektronok képződnek energia szint. Az energiaszintek száma egyenlő időszakszám, amelyben ez az elem a D.I. táblázatban található. Mengyelejev. Különféle formájú atompályák léteznek. (4. ábra). A d-pálya és az f-pálya összetettebb alakú.

Rizs. 4. Atompályák alakjai

Bármely atom elektronhéjában pontosan annyi elektron van, mint ahány proton a magjában, tehát az atom összességében elektromosan semleges. Az elektronok az atomban úgy vannak elrendezve, hogy energiájuk minimális. Minél távolabb van az elektron az atommagtól, annál több a pálya és annál összetettebb az alakja. Minden szint és alszint csak bizonyos számú elektront tartalmazhat. Az alszintek pedig abból állnak pályák.

Az első energiaszinten, az atommaghoz legközelebb egy gömb alakú pálya lehet ( 1 s). A második energiaszinten egy gömb alakú, nagy méretű pálya és három p-pálya: 2 s2 ppp. A harmadik szinten: 3 s3 ppp3 dddd.

Az atommag körüli mozgás mellett az elektronoknak mozgásuk is van, ami a saját tengelyük körüli mozgásaként ábrázolható. Ezt a forgást ún spin ( sávban angolról. "orsó"). Csak két ellentétes (antipárhuzamos) spinű elektron lehet egy pályán.

Maximális elektronok száma per energia szint képlet határozza meg N=2 n 2.

Ahol n a fő kvantumszám (energiaszintszám). Lásd a táblázatot. 2

Tab. 2

Attól függően, hogy melyik pályán van az utolsó elektron, megkülönböztetik s-, p-, d-elemek. A fő alcsoportok elemei tartoznak s-, p-elemek. Az oldalsó alcsoportokban vannak d-elemek

Az atomok elektronrétegeinek felépítésének grafikus diagramja (elektronikus grafikus képlet).

Az elektronok atomi pályákon való elrendezésének leírására az elektronikus konfigurációt használjuk. Egy sorba írásához a pályákat a jelmagyarázatba írjuk ( s--, p-, d-,f-pályák), előttük pedig az energiaszint számát jelző számok. Minél nagyobb a szám, annál távolabb van az elektron az atommagtól. Nagybetűvel a pálya jelölése fölé az ezen a pályán lévő elektronok számát írjuk (5. ábra).

Rizs. 5

Grafikusan az elektronok eloszlása ​​az atompályákon sejtként ábrázolható. Minden cella egy pályának felel meg. Három ilyen cella lesz a p-pályához, öt a d-pályához és hét az f-pályához. Egy sejt 1 vagy 2 elektront tartalmazhat. Alapján Gund szabálya, az elektronok azonos energiájú pályákon oszlanak el (például három p-pályán), először egyenként, és csak akkor kezdődik meg ezeknek a pályáknak a feltöltése második elektronokkal, ha minden ilyen pályán már van egy elektron. Az ilyen elektronokat ún párosítva. Ez azzal magyarázható, hogy a szomszédos sejtekben az elektronok kevésbé taszítják egymást, mint hasonló töltésű részecskék.

Lásd az ábrát. 6 a 7 N atomhoz.

Rizs. 6

A szkandium atom elektronikus konfigurációja

21 sc: 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 3 d 1

A külső energiaszinten lévő elektronokat vegyértékelektronoknak nevezzük. 21 sc utal rá d-elemek.

Összegezve a tanulságot

A leckén szóba került az atom szerkezete, az atomban lévő elektronok állapota, bemutatták az "atomipálya és elektronfelhő" fogalmát. A tanulók megtanulták, hogy milyen alakúak a pályák ( s-, p-, d-pályák), mennyi az elektronok maximális száma energiaszinteken és részszinteken, az elektronok energiaszintek közötti eloszlása, mi s-, p- és d-elemek. Megadjuk az atomok elektronrétegeinek felépítésének grafikus diagramját (elektron-grafikus képlet).

Bibliográfia

1. Rudzitis G.E. Kémia. Az általános kémia alapjai. 11. évfolyam: tankönyv oktatási intézmények számára: alapfok / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - 14. kiadás - M.: Oktatás, 2012.

2. Popel P.P. Kémia: 8. évfolyam: tankönyv általános oktatási intézmények számára / P.P. Popel, L.S. Krivlya. - K .: "Akadémia" Információs Központ, 2008. - 240 p.: ill.

3. A.V. Manuilov, V.I. Rodionov. A kémia alapjai. Internetes oktatóanyag.

Házi feladat

1. No. 5-7 (p. 22) Rudzitis G.E. Kémia. Az általános kémia alapjai. 11. évfolyam: tankönyv oktatási intézmények számára: alapfok / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - 14. kiadás - M.: Oktatás, 2012.

2. Írjon elektronikus képleteket a következő elemekhez: 6 C, 12 Mg, 16 S, 21 Sc.

3. Az elemek a következő elektronikus képletekkel rendelkeznek: a) 1s 2 2s 2 2p 4 .b) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1. c) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2. Mik ezek az elemek?

Az atom összetétele.

Egy atom abból áll atommagés elektronhéj.

Az atommag protonokból áll ( p+) és neutronok ( n 0). A legtöbb hidrogénatom egyetlen protonmaggal rendelkezik.

A protonok száma N(p+) egyenlő a nukleáris töltéssel ( Z) és az elem sorszáma a természetes elemsorokban (és a periodikus elemrendszerben).

N(p +) = Z

A neutronok számának összege N(n 0), egyszerűen betűvel jelölve N, és a protonok száma Z hívott tömegszámés betűvel van jelölve DE.

A = Z + N

Az atom elektronhéja az atommag körül mozgó elektronokból áll ( e -).

Elektronok száma N(e-) a semleges atom elektronhéjában egyenlő a protonok számával Z Magjában.

A proton tömege megközelítőleg megegyezik a neutron tömegével és 1840-szerese az elektron tömegével, tehát az atom tömege gyakorlatilag megegyezik az atommag tömegével.

Az atom alakja gömb alakú. Az atommag sugara körülbelül 100 000-szer kisebb, mint az atom sugara.

Kémiai elem- azonos magtöltésű (azonos számú protonnal az atommagban) atomok típusa (atomhalmaz).

Izotóp- egy elem atomjainak halmaza, amelyekben az atommagban azonos számú neutron található (vagy egy olyan atomtípus, amelynek az atommagban azonos számú protonja és ugyanannyi neutronja van).

A különböző izotópok az atommagjukban lévő neutronok számában különböznek egymástól.

Egyetlen atom vagy izotóp megnevezése: (E - elem szimbólum), például: .

Az atom elektronhéjának szerkezete

atompálya az elektron állapota egy atomban. Orbitális szimbólum - . Minden pálya egy elektronfelhőnek felel meg.

Az alap (gerjesztetlen) állapotú valós atomok pályáinak négy típusa van: s, p, dés f.

elektronikus felhő- a tér azon része, amelyben egy elektron 90 (vagy több) százalékos valószínűséggel megtalálható.

jegyzet: néha nem különböztetik meg az "atomi pálya" és az "elektronfelhő" fogalmát, mindkettőt "atomi pályának" nevezik.

Az atom elektronhéja réteges. Elektronikus réteg azonos méretű elektronfelhők alkotják. Egyrétegű pályák alakulnak ki elektronikus ("energia") szint, energiájuk a hidrogénatomnál azonos, de más atomoknál eltérő.

Az azonos szintű pályákat csoportosítják elektronikus (energia) alszintek:
s- alszint (egyből áll s-pályák), szimbólum - .
p alszint (háromból áll p
d alszint (ötből áll d-pályák), szimbólum - .
f alszint (hétből áll f-pályák), szimbólum - .

Az azonos alszint pályáinak energiái azonosak.

Alszintek kijelölésekor a réteg (elektronikus szint) száma hozzáadódik az alszint szimbólumhoz, például: 2 s, 3p, 5d eszközök s- a második szint alszintje, p- a harmadik szint alszintje, d- az ötödik szint alszintje.

Az egy szinten lévő alszintek teljes száma megegyezik a szintszámmal n. Az egy szinten lévő pályák teljes száma a n 2. Ennek megfelelően az egy rétegben lévő felhők teljes száma is n 2 .

Megnevezések: - szabad pálya (elektronok nélkül), - pálya párosítatlan elektronnal, - pálya elektronpárral (két elektronnal).

Azt, hogy az elektronok milyen sorrendben töltik ki az atom pályáit, három természettörvény határozza meg (a megfogalmazásokat leegyszerűsítve adjuk meg):

1. A legkisebb energia elve - az elektronok töltik ki a pályákat a pályák energiájának növekedési sorrendjében.

2. Pauli-elv - egy pályán nem lehet kettőnél több elektron.

3. Hund szabálya - az alszinten belül az elektronok először szabad pályákat töltenek meg (egyenként), majd csak ezután alkotnak elektronpárokat.

Az elektronszintben (vagy az elektronikus rétegben) lévő elektronok teljes száma 2 n 2 .

Az alszintek energia szerinti megoszlását a következőképpen fejezzük ki (az energia növekedésének sorrendjében):

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

Vizuálisan ezt a sorrendet az energiadiagram fejezi ki:

Egy atom elektronjainak szintek, alszintek és pályák szerinti megoszlása ​​(az atom elektronkonfigurációja) ábrázolható elektronikus képlet, energiadiagram vagy egyszerűbben elektronréteg diagram formájában (" elektronikus diagram").

Példák az atomok elektronszerkezetére:

vegyérték elektronok- egy atom elektronjai, amelyek részt vehetnek a kémiai kötések kialakításában. Bármely atom esetében ezek az összes külső elektronok, valamint azok a külső elektronok előtti elektronok, amelyek energiája nagyobb, mint a külső elektronoké. Például: A Ca atomnak 4 külső elektronja van s 2, ezek is vegyértékek; a Fe atomnak külső elektronjai vannak - 4 s 2 de neki 3 van d 6, ezért a vasatomnak 8 vegyértékelektronja van. A kalcium atom vegyértékelektronikus képlete 4 s 2, vasatom pedig 4 s 2 3d 6 .

D. I. Mengyelejev kémiai elemeinek periodikus rendszere
(kémiai elemek természetes rendszere)

A kémiai elemek periodikus törvénye(modern megfogalmazás): a kémiai elemek, valamint az általuk képződött egyszerű és összetett anyagok tulajdonságai periodikus függésben vannak az atommagokból származó töltés értékétől.

Periodikus rendszer- a periodikus törvény grafikus kifejezése.

A kémiai elemek természetes köre- számos kémiai elem, amelyek az atommagjukban lévő protonok számának növekedése szerint épülnek fel, vagy ami ugyanaz, ezeknek az atomoknak a magjainak töltéseinek növekedése szerint. Egy elem sorozatszáma ebben a sorozatban megegyezik az elem bármely atomjának magjában lévő protonok számával.

A kémiai elemek táblázata a kémiai elemek természetes sorozatának „bevágásával” készül időszakokban(a táblázat vízszintes sorai) és az atomok hasonló elektronszerkezetű elemeinek csoportosításai (a táblázat függőleges oszlopai).

Attól függően, hogy az elemek hogyan vannak csoportosítva, egy táblázat lehet hosszú időszak(az azonos számú és típusú vegyértékelektronnal rendelkező elemeket csoportokba gyűjtjük) ill rövid időszak(az azonos számú vegyértékelektronnal rendelkező elemeket csoportokba gyűjtjük).

A rövid periódusos táblázat csoportjait alcsoportokra osztjuk ( fő-és mellékhatások), egybeesik a hosszú periódusú táblázat csoportjaival.

Az azonos periódusú elemek minden atomjának ugyanannyi elektronrétege van, ami megegyezik a periódus számával.

Az elemek száma a periódusokban: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. A nyolcadik periódus elemeinek nagy részét mesterségesen nyerték, ennek az időszaknak az utolsó elemeit még nem szintetizálták. Az első kivételével minden periódus alkálifém-képző elemmel (Li, Na, K stb.) kezdődik és nemesgázképző elemmel (He, Ne, Ar, Kr stb.) végződik.

A rövid periódusos táblázatban - nyolc csoport, amelyek mindegyike két alcsoportra (fő és másodlagos) van osztva, a hosszú periódusos táblázatban - tizenhat csoport, amelyek római számmal vannak számozva A vagy B betűkkel, például: IA, IIIB, VIA, VIIB. A hosszú periódusos tábla IA csoportja a rövid időszaki táblázat első csoportjának fő alcsoportja; VIIB csoport - a hetedik csoport másodlagos alcsoportja: a többi - hasonlóan.

A kémiai elemek jellemzői természetesen csoportonként és periódusonként változnak.

Időszakban (növekvő sorozatszámmal)

• a nukleáris töltés növekszik
• a külső elektronok száma nő,
• az atomok sugara csökken,
• nő az elektronok kötési erőssége az atommaggal (ionizációs energia),
• az elektronegativitás nő.
• az egyszerű anyagok oxidáló tulajdonságai javulnak ("nem fémesség"),
• az egyszerű anyagok redukáló tulajdonságai ("fémesség") gyengülnek,
• gyengíti a hidroxidok és a megfelelő oxidok alapvető karakterét,
• a hidroxidok és a megfelelő oxidok savas jellege megnő.

Csoportosan (növekvő sorozatszámmal)

• a nukleáris töltés növekszik
• az atomok sugara nő (csak az A-csoportokban),
• csökken az elektronok és az atommag közötti kötés erőssége (ionizációs energia; csak az A-csoportokban),
• az elektronegativitás csökken (csak az A-csoportokban),
• gyengítik az egyszerű anyagok oxidáló tulajdonságait ("nem fémesség"; csak az A-csoportokban),
• az egyszerű anyagok redukáló tulajdonságai javulnak ("fémesség"; csak az A-csoportokban),
• a hidroxidok és a megfelelő oxidok bázikus karaktere nő (csak az A-csoportokban),
• a hidroxidok és a megfelelő oxidok savas természete gyengül (csak az A-csoportokban),
• a hidrogénvegyületek stabilitása csökken (redukáló aktivitásuk nő; csak az A-csoportokban).

Feladatok és tesztek a "9. témakörben. "Az atom szerkezete. D. I. Mengyelejev (PSCE) periodikus törvénye és kémiai elemeinek periodikus rendszere."

• Periodikus törvény - Az atomok periodikus törvénye és szerkezete 8–9
  Tudnia kell: a pályák elektronokkal való feltöltésének törvényeit (a legkisebb energia elve, Pauli-elv, Hund-szabály), az elemek periodikus rendszerének felépítését.

  Képesnek kell lennie: meghatározni egy atom összetételét egy elem helyzete alapján a periódusos rendszerben, és fordítva, megtalálni egy elemet a periódusos rendszerben annak összetételének ismeretében; ábrázolja a szerkezeti diagramot, egy atom, ion elektronikus konfigurációját, és fordítva, a diagramból és az elektronikus konfigurációból határozza meg egy kémiai elem helyzetét a PSCE-ben; jellemezze az elemet és az általa alkotott anyagokat a PSCE-ben elfoglalt helye szerint; meghatározza az atomok sugarának változásait, a kémiai elemek és az általuk képződött anyagok tulajdonságait egy perióduson és a periódusrendszer egy fő alcsoportján belül.

  1. példa Határozza meg a pályák számát a harmadik elektronikus szinten! Mik ezek a pályák?
  A pályák számának meghatározásához a képletet használjuk N pályák = n 2, hol n- szintszám. N pályák = 3 2 = 9. Egy 3 s-, három 3 p- és öt 3 d-pályák.

  2. példa Határozzuk meg, hogy melyik elem atomja rendelkezik az 1-es elektronképlettel! s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 .
  Annak meghatározásához, hogy melyik elemről van szó, meg kell találnia a sorozatszámát, amely megegyezik az atomban lévő elektronok teljes számával. Ebben az esetben: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Ez alumínium.

  Miután meggyőződött arról, hogy mindent megtanult, amire szüksége van, folytassa a feladatokkal. Sok sikert kívánunk.

  
  Ajánlott irodalom:
  • O. S. Gabrielyan és mások Kémia, 11. osztály. M., Bustard, 2002;
  • G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. Kémia 11 sejt. M., Oktatás, 2001.