Az atomok elektronhéjának szerkezete. Az atom szerkezetének alapjai

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 diagramját (elektron-grafikus képlet).

Téma: Az atom szerkezete. Periodikus törvény DI. Mengyelejev

Tanulság: Az atom szerkezete

Lefordítva innen görög, szó " atom" azt jelenti, hogy "oszthatatlan". Felfedeztek azonban olyan jelenségeket, amelyek a megosztottságának lehetőségét demonstrálják. Ez a kibocsátás röntgensugarak, a katódsugarak kibocsátása, 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 neutronoknak gyakorlatilag nincs hatása Kémiai tulajdonságok elemek, ugyanannak az elemnek minden izotópja kémiailag megkülönböztethetetlen.

Az izotópokat ugyanazon kémiai elem azonos nukleáris töltésű atomjainak változatainak nevezzük (vagyis ugyanaz a szám protonok), de azzal eltérő szám neutronok az atommagban.

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 nehéz, mesterségesen szintetizált atomok esetében egy érték van megadva atomtömeg szögletes zárójelben. Ez a legstabilabb izotóp atomtömege adott elem.

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, amelynek fő szempontja, hogy az elektron egyszerre rendelkezik részecske és hullám tulajdonságokkal, azaz hullám-részecske kettősséggel. Alapján kvantummechanika, 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. Hasonló energiájú elektronok keletkeznek energia szint. Az energiaszintek száma egyenlő időszakszám, amelyben ez az elem a D.I. táblázatban található. Mengyelejev. Létezik különféle formák atomi pályák. (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(energiaszint szám). 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 be kell írni legenda (s--, p-, d-,f-pályák), előttük pedig az energiaszint számát jelző számok. Hogyan több szám minél 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

Az órán áttekintették az atom szerkezetét, az atomban lévő elektronok állapotát, bemutatták az "atomi pálya 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. Alapok Általános kémia. 11. évfolyam: tankönyv a oktatási intézmények: alapszint / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - 14. kiadás - M.: Oktatás, 2012.

2. Popel P.P. Kémia: 8. évfolyam: általános műveltségi tankönyv oktatási intézmények/ 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?

Atom egy elektromosan semleges részecske, amely pozitív töltésű atommagból és negatív töltésű elektronokból áll.

Az atommagok szerkezete

Az atommagok magába foglal elemi részecskék két típus: protonok(p) és neutronok(n). Az egy atom magjában lévő protonok és neutronok összegét nevezzük nukleonszám:
,
ahol DE- nukleonszám, N- neutronok száma, Z a protonok száma.
A protonok töltése pozitív (+1), a neutronok töltése nincs (0), az elektronok töltése negatív (-1). A proton és a neutron tömege megközelítőleg azonos, 1-nek vesszük. Az elektron tömege sokkal kisebb, mint a proton tömege, ezért a kémiában figyelmen kívül hagyják, tekintve, hogy az atom teljes tömege magjában koncentrálódik.
A pozitív töltésű protonok száma az atommagban megegyezik a negatív töltésű elektronok számával, akkor az atom egésze elektromosan semleges.
Az azonos nukleáris töltéssel rendelkező atomok kémiai elem.
Különféle elemek atomjait nevezzük nuklidok.
izotópok- ugyanazon elem atomjai, amelyek eltérő nukleonszámúak az atommagban lévő eltérő számú neutron miatt.
A hidrogén izotópjai

Név	A	Z	N
Protium N	1	1	0
Deutérium D	2	1	1
Trícium T	3	1	2

radioaktív bomlás

A nuklidok magjai más elemek, valamint más részecskék magjainak képződésével bomlhatnak le.
Egyes elemek atomjainak spontán bomlását ún radioaktív yu, és az ilyen anyagok - radioaktívés. A radioaktivitás elemi részecskék kibocsátásával és elektromágneses hullámokkal jár együtt. sugárzás G.
Nukleáris bomlási egyenlet- nukleáris reakciók - a következőképpen írják:

Azt az időt, amely alatt egy adott nuklid atomjainak fele lebomlik, nevezzük fél élet.
A csak radioaktív izotópokat tartalmazó elemeket nevezzük radioaktív s. Ezek a 61. és a 84-107.

A radioaktív bomlás típusai

1) -rozpa e.-részecskéket bocsátanak ki, azaz. hélium atom magjai. Ebben az esetben az izotóp nukleonszáma 4-gyel, az atommag töltése pedig 2 egységgel csökken, például:

2) -rozpa e) Instabil atommagban a neutron protonná alakul, míg az atommag elektronokat és antineutrínókat bocsát ki. A -bomlás során a nukleonszám nem változik, és a nukleáris töltés 1-gyel nő, például:

3) -rozpa e) A gerjesztett atommag nagyon rövid hullámhosszú sugarakat bocsát ki, miközben az atommag energiája csökken, az atommag nukleonszáma és töltése nem változik, pl.

Szerkezet elektronhéjak az első három periódus elemeinek atomjai

Az elektronnak kettős természete van: részecskeként és hullámként is viselkedhet. Az atomban lévő elektron nem mozog bizonyos pályákon, hanem a magtér bármely részén elhelyezkedhet, azonban ennek valószínűsége Különböző részek ez a tér nem ugyanaz. Az atommag körüli területet, ahol valószínűleg egy elektron található, nevezzük orbitális Yu.
Az atomban minden elektron bizonyos távolságra helyezkedik el az atommagtól, energiatartalékának megfelelően. Az elektronok többé-kevésbé azonos energiájúak energia rіvnés, vagy elektronikus rétegés.
Egy adott elem atomjában az elektronokkal töltött energiaszintek száma megegyezik annak a periódusnak a számával, amelyben az elem található.
A külső energiaszinten lévő elektronok száma megegyezik a csoportszámmal, inahol az elem található.
Ugyanazon energiaszinten belül az elektronok alakja eltérő lehet e felhőkés, vagy orbitálisés. A pályáknak ilyen formái vannak:
s-a nyomtatvány:
p-a nyomtatvány:
Vannak még d-, f-pályák és mások bonyolultabb alakúak.
Az elektronfelhő azonos alakú elektronjai ugyanazt alkotják energiaellátásés: s-, p-, d-, f-alszintek.
Az egyes energiaszinteken lévő alszintek száma megegyezik ennek a szintnek a számával.
Egy energia-alszinten belül lehetséges eltérő eloszlás pályák az űrben. Tehát egy háromdimenziós koordináta-rendszerben s A pályáknak csak egy pozíciója lehet:

számára R-pályák - három:

számára d-pályák - öt, for f-pályák - hét.
A pályák a következőket képviselik:
s-alszint-
p-alszint-
d-alszint-
Az ábrákon egy elektront egy nyíl jelzi, amely a spinjét jelzi. A spin az elektron forgása a tengelye körül. Nyíl jelzi: vagy . Két elektron ugyanazon a pályán fel van írva, de nem.
Egy pályán nem lehet kettőnél több elektron ( Pauli elv).
A legkevesebb energia elve th : egy atomban minden elektron úgy helyezkedik el, hogy energiája minimális (ami megfelel az atommaggal fennálló legnagyobb kötésének).
Például, elektronok eloszlása a klóratomban ban ben:

Egy párosítatlan elektron határozza meg a klór vegyértékét ebben az állapotban - I.
A többletenergia átvétele során (besugárzás, fűtés) lehetőség van elektronok szétválasztására (promóció). Az atomnak ezt az állapotát ún zbudzheni m. Ebben az esetben a párosítatlan elektronok száma nő, és ennek megfelelően az atom vegyértéke megváltozik.
A klóratom gerjesztett állapota ban ben :

Ennek megfelelően a párosítatlan elektronok száma közül a klórnak lehet III, V és VII vegyértéke.

A világon minden atomokból áll. De honnan jöttek, és miből állnak? Ma ezekre az egyszerű és alapvető kérdésekre válaszolunk. A bolygón élők közül sokan azt mondják, hogy nem értik az atomok szerkezetét, amelyekből ők maguk is állnak.

Természetesen a kedves olvasó megérti, hogy ebben a cikkben mindent a legegyszerűbb és legérdekesebb szinten próbálunk bemutatni, ezért nem „töltjük meg” tudományos kifejezésekkel. Azoknak, akik többet szeretnének tanulmányozni a témával szakmai szinten, javasoljuk, hogy olvassa el a szakirodalmat. A cikkben található információk azonban jó szolgálatot tehetnek tanulmányai során, és csak még műveltebbé tehetik Önt.

Az atom az anyag mikroszkopikus méretű és tömegű részecskéje, a kémiai elem legkisebb része, amely tulajdonságainak hordozója. Más szóval, ez az anyag legkisebb részecskéje, amely kémiai reakciókba léphet.

Felfedezés- és szerkezettörténet

Az atom fogalmát az ókori Görögországban ismerték. Az atomizmus egy fizikai elmélet, amely azt állítja, hogy minden anyagi tárgy oszthatatlan részecskékből áll. Szintén Ókori Görögország Ezzel párhuzamosan az atomizmus gondolatát is az ókori Indiában fejlesztették ki.

Nem tudni, hogy az idegenek beszéltek-e az akkori filozófusoknak az atomokról, vagy ők maguk gondolták ezt, de a kémikusok kísérletileg megerősítették ezt az elméletet jóval később - csak a XVII. században, amikor Európa kiemelkedett az inkvizíció és a középső szakadékból. Korok.

Az atom szerkezetének domináns elképzelése sokáig az volt, hogy oszthatatlan részecske. Az, hogy az atom még osztható, csak a huszadik század elején vált világossá. Rutherford az alfa-részecskék eltérítésével kapcsolatos híres kísérletének köszönhetően megtanulta, hogy az atom egy magból áll, amely körül elektronok keringenek. Elfogadták bolygómodell atom, amely szerint az elektronok úgy keringenek az atommag körül, mint Naprendszerünk bolygói egy csillag körül.

Az atom szerkezetére vonatkozó modern elképzelések messzire fejlődtek. Az atommag pedig szubatomi részecskékből vagy nukleonokból - protonokból és neutronokból - áll. A nukleonok alkotják az atom nagy részét. Ugyanakkor a protonok és a neutronok szintén nem oszthatatlan részecskék, és alapvető részecskékből állnak - kvarkokból.

Az atommag pozitív elektromos töltés, míg a keringő elektronok negatívak. Így az atom elektromosan semleges.

Az alábbiakban a szénatom szerkezetének elemi diagramja látható.

az atomok tulajdonságai

Súly

Az atomok tömegét általában atomtömeg-egységekben mérik - a.m.u. Az atomtömeg-egység az alapállapotában lévő szabadon nyugvó szénatom 1/12-ének tömege.

A kémiában az atomok tömegének mérésére ezt a fogalmat használják "mol". 1 mol az Avogadro számával megegyező számú atomot tartalmazó anyag mennyisége.

A méret

Az atomok rendkívül kicsik. Tehát a legkisebb atom a hélium atom, sugara 32 pikométer. A legnagyobb atom a céziumatom, amelynek sugara 225 pikométer. A pico előtag tíztől mínusz tizenkettedikig terjed! Vagyis ha a 32 métert ezermilliárdszorosára csökkentjük, akkor egy héliumatom sugarának nagyságát kapjuk.

Ugyanakkor a dolgok léptéke olyan, hogy valójában az atom 99%-ban az ürességből áll. Az atommag és az elektronok a térfogatának rendkívül kis részét foglalják el. A szemléltetés kedvéért nézzünk egy példát. Ha elképzel egy atomot egy pekingi olimpiai stadion formájában (vagy talán nem Pekingben, csak képzeljen el egy nagy stadiont), akkor ennek az atomnak a magja egy cseresznye lesz, amely a mező közepén helyezkedik el. Az elektronok pályája ekkor valahol a felső állványok szintjén lenne, a cseresznye pedig 30 millió tonnát nyomna. Lenyűgöző, nem?

Honnan jöttek az atomok?

Mint tudják, a periódusos rendszerben most különböző atomok vannak csoportosítva. 118 (és ha előre jelzett, de még fel nem fedezett elemekkel - 126) eleme van, az izotópokat nem számítva. De nem mindig volt így.

Az Univerzum kialakulásának kezdetén még nem voltak atomok, és még inkább csak elemi részecskék voltak, amelyek óriási hőmérséklet hatására kölcsönhatásba léptek egymással. Ahogy egy költő mondaná, ez a részecskék igazi apoteózisa volt. Az Univerzum létezésének első három percében a hőmérséklet csökkenése és egy csomó tényező egybeesése következtében beindult az elsődleges nukleoszintézis folyamata, amikor az elemi részecskékből megjelentek az első elemek: hidrogén, hélium, lítium, ill. deutérium (nehézhidrogén). Ezekből az elemekből jöttek létre az első csillagok, amelyek mélyén termonukleáris reakciók zajlottak, amelyek eredményeként a hidrogén és a hélium „kiégett”, nehezebb elemeket képezve. Ha a csillag elég nagy volt, akkor az úgynevezett „szupernóva” robbanással vetett véget életének, melynek eredményeként atomok löktek ki a környező térbe. És így alakult az egész periódusos rendszer.

Tehát elmondhatjuk, hogy az összes atom, amelyből állunk, egykor az ősi csillagok része volt.

Miért nem bomlik le az atommag?

A fizikában négyféle alapvető kölcsönhatás létezik a részecskék és az általuk alkotott testek között. Ezek erős, gyenge, elektromágneses és gravitációs kölcsönhatások.

Az atommagok skáláján megnyilvánuló, a nukleonok közötti vonzásért felelős erős kölcsönhatásnak köszönhető, hogy az atom ilyen „kemény dió”.

Nem is olyan régen az emberek rájöttek, hogy amikor az atommagok kettéválnak, hatalmas energia szabadul fel. A nehéz atommagok hasadása energiaforrásként szolgál atomreaktorokés nukleáris fegyverek.

Szóval, barátaim, miután bemutattuk az atom felépítését és felépítésének alapjait, csak emlékeztetni tudjuk, hogy bármikor készen állunk a segítségére. Nem számít, diplomát kell szerezni magfizika, vagy a legkisebb kontroll - a helyzetek különbözőek, de minden helyzetből van kiút. Gondoljon az Univerzum méreteire, rendeljen munkát a Zaochniknál, és ne feledje – nincs ok az aggodalomra.

(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 Periodikus elemrendszer kitöltési sorrendjének törvényszerűségeinek ismerete és megértése 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 kémiai kötések jellege, amelyeket egy adott elem kölcsönhatásba léphet más elemekkel, 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. Különféle ℓ számértékekhez használható a következő jelölést: 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 vagy pontosabban szimmetriatulajdonságai a kvantumszámoktól függenek 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. Az alszint 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 hőmérsékleten: 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 EI az elemszám növekedésével csökken, ami az atomsugár növekedésével és az elektronrétegek számának növekedésével jár együtt, 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 értékeket 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.

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

χ - Pauling elektronegativitás

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

Az atom fogalma az ókori világban felmerült az anyag részecskéinek megjelölésére. Görögül az atom „oszthatatlant” jelent.

Elektronok

Stoney ír fizikus kísérletek alapján arra a következtetésre jutott, hogy az elektromosságot a legkisebb részecskék hordozzák, amelyek minden atomban léteznek. kémiai elemek. 1891 dollárban Stoney azt javasolta, hogy nevezzék el ezeket a részecskéket elektronok, ami görögül „borostyánt” jelent.

Néhány évvel azután, hogy az elektron megkapta a nevét, Joseph Thomson angol fizikus és Jean Perrin francia fizikus bebizonyította, hogy az elektronok negatív töltést hordoznak. Ez a legkisebb negatív töltés, amelyet a kémiában $(–1)$ egységnek veszünk. Thomsonnak még sikerült meghatároznia az elektron sebességét (ez megegyezik a fénysebességgel - 300 000 $ km/s) és az elektron tömegét (1836 $-szor kisebb, mint a hidrogénatom tömege).

Thomson és Perrin egy áramforrás pólusait kötötte össze kettővel fémlemezek- katód és anód üvegcsőbe forrasztott, amelyből a levegőt kiszívták. Amikor körülbelül 10 ezer voltos feszültséget kapcsoltak az elektródalemezekre, fénykisülés villant a csőben, és a részecskék a katódról (negatív pólus) az anódra (pozitív pólusra) repültek, amit a tudósok először elneveztek. katódsugarak, majd rájött, hogy ez egy elektronfolyam. Az elektronok, amelyek például a TV képernyőjére felvitt speciális anyagokat érintik, fényt okoznak.

Arra a következtetésre jutottak: az elektronok kiszabadulnak annak az anyagnak az atomjaiból, amelyből a katód készül.

A szabad elektronok vagy fluxusuk más módon is megszerezhető, például izzítással fém drót vagy amikor a fény a periódusos rendszer I. csoportjának fő alcsoportjának elemei által alkotott fémekre esik (például cézium).

Az elektronok állapota egy atomban

Az atomban lévő elektron állapotát információhalmazként értjük energia specifikus elektron be hely amelyben található. Azt már tudjuk, hogy az atomban lévő elektronnak nincs mozgáspályája, i.e. csak beszélni lehet valószínűségek megtalálni a mag körüli térben. Ennek a térnek az atommagot körülvevő bármely részén elhelyezkedhet, és különböző pozícióinak összességét egy bizonyos negatív töltéssűrűségű elektronfelhőnek tekintjük. Képletesen ez a következőképpen képzelhető el: ha le lehetne fényképezni egy elektron helyzetét egy atomban század- vagy milliomod másodpercben, mint a fényképezésnél, akkor az ilyen fényképeken az elektron pontként lenne ábrázolva. Számtalan ilyen fénykép ráborítása egy olyan elektronfelhő képét eredményezné a legnagyobb sűrűséggel, ahol a legtöbb ilyen pont található.

Az ábrán egy ilyen elektronsűrűség "vágása" látható az atommagon áthaladó hidrogénatomban, és a szaggatott vonal határolja azt a gömböt, amelyen belül az elektron megtalálásának valószínűsége 90% $. Az atommaghoz legközelebb eső körvonal lefedi a térnek azt a tartományát, amelyben az elektron megtalálásának valószínűsége $10%$, az elektron találásának valószínűsége az atommag második körvonalán $20%$, a harmadikon belül - ≈30 $. %$ stb. Van némi bizonytalanság az elektron állapotában. Ennek a különleges állapotnak a jellemzésére W. Heisenberg német fizikus bevezette a fogalmat bizonytalanság elve, azaz kimutatta, hogy lehetetlen egyidejűleg és pontosan meghatározni az elektron energiáját és helyét. Minél pontosabban határozzák meg egy elektron energiáját, annál bizonytalanabb a helyzete, és fordítva, a helyzet meghatározása után lehetetlen meghatározni az elektron energiáját. Az elektrondetektálás valószínűségi tartományának nincsenek egyértelmű határai. Kiválasztható azonban az a tér, ahol az elektron megtalálásának valószínűsége a legnagyobb.

tér körül atommag ahol a legnagyobb valószínűséggel elektron található, pályának nevezzük.

Körülbelül 90%$-át tartalmazza az elektronfelhőből, ami azt jelenti, hogy az elektron az időnek körülbelül 90%$-át a tér ezen részében tartózkodik. A forma szerint a jelenleg ismert pályatípusokból $4$-t különböztetnek meg, melyeket a $s, p, d$ és $f$ latin betűkkel jelölünk. Az ábrán az elektronikus pályák egyes formáinak grafikus ábrázolása látható.

Az elektron bizonyos pályán való mozgásának legfontosabb jellemzője az atommaggal való kapcsolatának energiája. A hasonló energiaértékű elektronok egyetlent alkotnak elektronikus réteg, vagy energia szint. Az energiaszintek a magtól kezdve vannak számozva: $1, 2, 3, 4, 5, 6 $ és $7 $.

Az energiaszint számát jelölő $n$ egész számot főkvantumszámnak nevezzük.

Az adott energiaszintet elfoglaló elektronok energiáját jellemzi. Az első energiaszintű, az atommaghoz legközelebb eső elektronok energiája a legkisebb. Az első szint elektronjaihoz képest a következő szintek elektronjait nagy energiamennyiség jellemzi. Következésképpen a külső szint elektronjai kötődnek a legkevésbé erősen az atommaghoz.

Az energiaszintek (elektronikus rétegek) száma egy atomban megegyezik a D. I. Mengyelejev rendszerében szereplő periódus számával, amelyhez a kémiai elem tartozik: az első periódus elemeinek atomjai egy energiaszinttel rendelkeznek; a második időszak - kettő; hetedik periódus - hét.

Az energiaszintben lévő elektronok legnagyobb számát a következő képlet határozza meg:

ahol $N$ az elektronok maximális száma; $n$ a szintszám vagy a fő kvantumszám. Következésképpen: az atommaghoz legközelebb eső első energiaszint legfeljebb két elektront tartalmazhat; a másodikon - legfeljebb 8 dollár; a harmadikon - legfeljebb 18 dollár; a negyediken - legfeljebb 32 dollár. És hogyan vannak elrendezve az energiaszintek (elektronikus rétegek)?

A második $(n = 2)$ energiaszinttől kezdve mindegyik szint alszintekre (alrétegekre) van felosztva, amelyek némileg eltérnek egymástól a maggal való kötési energiában.

Az alszintek száma megegyezik a fő kvantumszám értékével: az első energiaszintnek egy alszintje van; a második - kettő; harmadik - három; a negyedik négy. Az alszinteket pedig orbitálok alkotják.

A $n$ minden egyes értéke megfelel a $n^2$ pályák számának. A táblázatban bemutatott adatok szerint nyomon követhető az összefüggés a $n$ főkvantumszám és az alszintek száma, a pályák típusa és száma, valamint az egy részszinten és szintenkénti maximális elektronszám között.

Főkvantumszám, a pályák típusai és száma, az elektronok maximális száma alszinteken és szinteken.

Energiaszint $(n)$	Az alszintek száma megegyezik a $n$ értékkel	Orbitális típus	A pályák száma		Az elektronok maximális száma
			alszinten	$n^2$-val egyenlő szinten	alszinten	$n^2$-val egyenlő szinten
$K(n=1)$	$1$	$1s$	$1$	$1$	$2$	$2$
$L(n=2)$	$2$	$2s$	$1$	$4$	$2$	$8$
		$2p$	$3$		$6$
$M(n=3)$	$3$	$3s$	$1$	$9$	$2$	$18$
		$3p$	$3$		$6$
		$3d$	$5$		$10$
$N(n=4)$	$4$	4s$	$1$	$16$	$2$	$32$
		$4p$	$3$		$6$
		$4d$	$5$		$10$
		$4f$	$7$		$14$

Szokásos latin betűkkel jelölni az alszinteket, valamint a pályák alakját, amelyekből ezek állnak: $s, p, d, f$. Így:

$s$-alszint - az egyes energiaszintek első, az atommaghoz legközelebb eső alszintje egy $s$-pályából áll;
$p$-alszint - mindegyik második alszintje, kivéve az első, energiaszintet, három $p$-pályából áll;
$d$-alszint - mindegyik harmadik alszintje, a harmadik energiaszinttől kezdve, öt $d$-pályából áll;
Mindegyik $f$-alszintje a negyedik energiaszinttől kezdve hét $f$-pályából áll.

atommag

De nemcsak az elektronok részei az atomoknak. Henri Becquerel fizikus felfedezte, hogy egy uránsót tartalmazó természetes ásvány is ismeretlen sugárzást bocsát ki, megvilágítva a fénytől elzárt fotófilmeket. Ezt a jelenséget nevezték el radioaktivitás.

Háromféle radioaktív sugárzás létezik:

$α$-sugarak, amelyek $α$-részecskékből állnak, amelyek töltése $2$-szor nagyobb, mint egy elektron töltése, de pozitív előjelű, és tömegük $4$-szor nagyobb, mint egy hidrogénatom tömege;
A $β$-sugarak elektronfolyam;
$γ$-sugarak - elektromágneses hullámok elhanyagolható tömegű, elektromos töltést nem hordozó.

Következésképpen az atom összetett szerkezetű - pozitív töltésű atommagból és elektronokból áll.

Hogyan van elrendezve az atom?

1910-ben a Londonhoz közeli Cambridge-ben Ernest Rutherford tanítványaival és kollégáival a vékony aranyfólián áthaladó és a képernyőre eső α$-os részecskék szóródását tanulmányozta. Az alfa-részecskék általában csak egy fokkal tértek el az eredeti iránytól, ami – úgy tűnik – megerősítette az aranyatomok tulajdonságainak egységességét és egységességét. És hirtelen a kutatók észrevették, hogy néhány $α$-részecskék hirtelen megváltoztatták az útjuk irányát, mintha valami akadályba ütköznének.

A képernyőt a fólia elé helyezve Rutherford még azokat a ritka eseteket is képes volt észlelni, amikor az aranyatomokról visszaverődő $α$-részecskék az ellenkező irányba repültek.

A számítások azt mutatták, hogy a megfigyelt jelenségek akkor következhetnek be, ha az atom teljes tömege és annak összes pozitív töltése egy apró központi magban koncentrálódik. Az atommag sugara, mint kiderült, 100 000-szer kisebb, mint az egész atom sugara, azon a területen, ahol negatív töltésű elektronok vannak. Ha figuratív összehasonlítást alkalmazunk, akkor az atom teljes térfogata a Luzsnyiki stadionhoz, az atommag pedig a pálya közepén elhelyezkedő futballlabdához hasonlítható.

Bármely kémiai elem atomja egy parányihoz hasonlítható Naprendszer. Ezért a Rutherford által javasolt atommodellt planetárisnak nevezik.

Protonok és neutronok

Kiderült, hogy az apró atommag, amelyben az atom teljes tömege koncentrálódik, kétféle részecskékből áll - protonokból és neutronokból.

Protonok töltésük megegyezik az elektronok töltésével, de ellentétes előjelben $(+1)$, tömege pedig megegyezik a hidrogénatom tömegével (a kémiában egységként fogadják el). A protonokat $↙(1)↖(1)p$ (vagy $р+$) jelöli. Neutronok nem hordoznak töltést, semlegesek és tömegük megegyezik a proton tömegével, azaz. 1 dollár. A neutronokat $↙(0)↖(1)n$ (vagy $n^0$) jelöli.

A protonokat és a neutronokat összefoglaló néven nukleonok(a lat. sejtmag- mag).

Az atomban lévő protonok és neutronok számának összegét nevezzük tömegszám. Például egy alumínium atom tömegszáma:

Mivel az elektron elhanyagolható tömege elhanyagolható, nyilvánvaló, hogy az atom teljes tömege az atommagban koncentrálódik. Az elektronokat a következőképpen jelöljük: $e↖(-)$.

Mivel az atom elektromosan semleges, az is nyilvánvaló hogy az atomban lévő protonok és elektronok száma azonos. Ez egyenlő a kémiai elem rendszámával beosztották neki Periodikus rendszer. Például egy vasatom atommagja $26 $ protont tartalmaz, és $26 $ elektronok keringenek az atommag körül. És hogyan lehet meghatározni a neutronok számát?

Mint tudják, az atom tömege a protonok és a neutronok tömegének összege. A $(Z)$ elem sorszámának ismeretében, azaz. a protonok számát és a $(A)$ tömegszámot, amely megegyezik a protonok és neutronok számának összegével, a $(N)$ neutronok számát a következő képlet segítségével találhatja meg:

Például egy vasatomban a neutronok száma:

$56 – 26 = 30$.

A táblázat az elemi részecskék főbb jellemzőit mutatja be.

Az elemi részecskék alapvető jellemzői.

izotópok

Ugyanazon elem atomjainak változatait, amelyeknek azonos a magtöltése, de eltérő tömegszámuk, izotópoknak nevezzük.

Szó izotóp kettőből áll görög szavak:isos- ugyanaz és toposz- hely, jelentése "egy hely elfoglalása" (cella) a Periodikus elemrendszerben.

A természetben található kémiai elemek izotópok keverékei. Így a szénnek három izotópja van, amelyek tömege $12, 13, 14 $; oxigén - három izotóp, amelyek tömege 16, 17, 18 dollár stb.

Általában a periódusos rendszerben megadva egy kémiai elem relatív atomtömege egy adott elem izotópjainak természetes keveréke atomtömegeinek átlagértéke, figyelembe véve azok relatív előfordulását a természetben, ezért a Az atomtömegek gyakran töredékesek. Például a természetes klóratomok két izotóp keveréke - 35 $ (75% $ van a természetben) és 37 $ (25% $); ezért a klór relatív atomtömege 35,5 $. A klór izotópjai a következőképpen vannak felírva:

$↖(35)↙(17)(Cl)$ és $↖(37)↙(17)(Cl)$

A klór izotópjainak kémiai tulajdonságai pontosan megegyeznek a legtöbb kémiai elem izotópjaival, mint például a kálium, az argon:

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

A hidrogénizotópok tulajdonságai azonban nagymértékben különböznek a relatív atomtömegük drámai megnövekedése miatt; sőt egyéni neveket is kaptak és kémiai jelek: protium - $↖(1)↙(1)(H)$; deutérium - $↖(2)↙(1)(H)$ vagy $↖(2)↙(1)(D)$; trícium - $↖(3)↙(1)(H)$ vagy $↖(3)↙(1)(T)$.

Most már lehetőség nyílik egy kémiai elem modern, szigorúbb és tudományosabb meghatározására.

A kémiai elem azonos nukleáris töltéssel rendelkező atomok halmaza.

Az első négy periódus elemeinek atomjainak elektronhéjának szerkezete

Tekintsük az elemek atomjainak elektronkonfigurációinak leképezését D. I. Mengyelejev rendszerének periódusai szerint.

Az első időszak elemei.

Az atomok elektronszerkezetének sémái az elektronok elektronrétegek (energiaszintek) közötti eloszlását mutatják be.

Az atomok elektronikus képlete az elektronok energiaszintek és alszintek közötti eloszlását mutatja.

Az atomok grafikus elektronképletei nemcsak szinteken és alszinteken, hanem pályákon is megmutatják az elektronok eloszlását.

A hélium atomban az első elektronréteg kész – 2$ elektronja van.

A hidrogén és a hélium $s$-elemek, ezeknek az atomoknak elektronokkal teli $s$-pályájuk van.

A második periódus elemei.

A második periódus összes eleménél az első elektronréteg megtöltődik, és az elektronok kitöltik a második elektronréteg $s-$ és $p$ pályáját a legkisebb energia elve szerint (először $s$, majd $p$) és Pauli és Hund szabályai.

A neonatomban elkészült a második elektronréteg - 8 dolláros elektronok vannak benne.

A harmadik periódus elemei.

A harmadik periódus elemeinek atomjainál az első és a második elektronréteg teljesül, így a harmadik elektronréteg kitöltődik, amelyben az elektronok 3s-, 3p- és 3d-alszintet foglalhatnak el.

A harmadik periódus elemeinek atomjainak elektronhéjának szerkezete.

A magnézium atomnál egy 3,5 dolláros elektronpálya készül el. A $Na$ és a $Mg$ $s$-elemek.

Az alumínium és az azt követő elemek esetében a $3d$ alszint tele van elektronokkal.

$↙(18)(Ar)$ Argon

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

Az argonatomban a külső réteg (a harmadik elektronréteg) 8 dollár elektront tartalmaz. Ahogy elkészült a külső réteg, de összességében a harmadik elektronrétegben, mint már tudjátok, 18 elektron lehet, ami azt jelenti, hogy a harmadik periódus elemeinek $3d$-pályája van kitöltetlenül.

Minden elem $Al$-tól $Ar$-ig – $p$ -elemek.

$s-$ és $r$ -elemek forma fő alcsoportok Periodikus rendszerben.

A negyedik periódus elemei.

A kálium és kalcium atomoknak van egy negyedik elektronrétegük, a $4s$-alszint kitöltve, mert kevesebb energiája van, mint a $3d$-alszintnek. A negyedik periódus elemeinek atomjainak grafikus elektronképleteinek egyszerűsítésére:

feltételesen jelöljük az argon grafikus elektronképletét a következőképpen: $Ar$;
nem ábrázoljuk azokat az alszinteket, amelyek nincsenek kitöltve ezeknél az atomoknál.

$K, Ca$ - $s$ - elemek, fő alcsoportokba tartoznak. A $Sc$ és $Zn$ közötti atomok esetében a 3d alszint tele van elektronokkal. Ezek $3d$-elemek. Benne vannak oldalsó alcsoportok, pre-külső elektronrétegük meg van töltve, hivatkozunk rájuk átmeneti elemek.

Ügyeljen a króm- és rézatomok elektronhéjának szerkezetére. Egy elektron "meghibásodása" következik be a $4s-$-ról a $3d$ alszintre, ami a kapott $3d^5$ és $3d^(10)$ elektronikus konfigurációk nagyobb energiastabilitásával magyarázható:

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

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

Elem szimbólum, sorozatszám, név	Az elektronikus szerkezet diagramja	Elektronikus képlet	Grafikus elektronikus képlet
$↙(19)(K)$ Kálium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$
$↙(20)(C)$ Kalcium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$
$↙(21)(Sc)$ Scandium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ vagy $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$
$↙(22)(Ti)$ Titán		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ vagy $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$
$↙(23)(V)$ Vanádium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ vagy $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$
$↙(24)(Cr)$ Chrome		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ vagy $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$
$↙(29)(Сu)$ Króm		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ vagy $1s^2(2)s^2(2) )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$
$↙(30)(Zn)$ Cink		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ vagy $1s^2(2)s^2(2) )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$
$↙(31)(Ga)$ gallium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ vagy $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$
$↙(36)(Kr)$ Kripton		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ vagy $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$

A cink atomban elkészült a harmadik elektronréteg - benne van az összes $3s, 3p$ és $3d$ alszint, összesen $18$ elektron van rajtuk.

A cinket követő elemekben a negyedik elektronréteg, a $4p$-alszint tovább töltődik. Elemek $Ga$-tól $Kr$-ig – $r$ -elemek.

A kriptonatom külső (negyedik) rétege elkészült, 8$ elektronja van. De csak a negyedik elektronrétegben, mint tudják, 32 dollár értékű elektron lehet; a kripton atomnak még mindig van kitöltetlen $4d-$ és $4f$-alszintje.

Az ötödik periódus elemei a következő sorrendben töltik ki az alszinteket: $5s → 4d → 5р$. És vannak kivételek az elektronok „meghibásodásával” kapcsolatban is: $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙( 46) Pd$, $↙(47)Ag$. A $f$ a hatodik és a hetedik periódusban jelenik meg -elemek, azaz olyan elemek, amelyeknek a harmadik külső elektronikus réteg $4f-$, illetve $5f$-alszintje töltődik ki.

$4f$ -elemek hívott lantanidok.

$5f$ -elemek hívott aktinidák.

Az elektronikus részszintek kitöltési sorrendje a hatodik periódus elemeinek atomjaiban: $↙(55)Cs$ és $↙(56)Ba$ - $6s$-elemek; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-elem; $↙(58)Ce$ – $↙(71)Lu - 4f$-elemek; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-elemek; $↙(81)Т1$ – $↙(86)Rn - 6d$-elemek. De még itt is vannak olyan elemek, amelyekben az elektronpályák kitöltési sorrendje sérül, ami például a fél és teljesen kitöltött $f$-alszintek nagyobb energiastabilitásával jár, pl. $nf^7$ és $nf^(14)$.

Attól függően, hogy az atom melyik alszintjét töltik meg utoljára elektronokkal, az összes elem, amint már megértette, négy elektroncsaládra vagy blokkra van osztva:

$s$ -elemek;$s$-alszint tele van elektronokkal külső szint atom; A $s$-elemek közé tartozik a hidrogén, a hélium és az I. és II. csoport fő alcsoportjainak elemei;
$r$ -elemek; az atom külső szintjének $p$-alszintje tele van elektronokkal; A $p$-elemek a III–VIII. csoportok fő alcsoportjainak elemeit tartalmazzák;
$d$ -elemek; az atom prekülső szintjének $d$-alszintje tele van elektronokkal; A $d$-elemek közé tartoznak az I–VIII csoport másodlagos alcsoportjainak elemei, azaz. $s-$ és $p-$ elemek között elhelyezkedő nagy periódusok interkalált évtizedeinek elemei. Úgy is hívják átmeneti elemek;
$f$ -elemek; Az atom harmadik szintjének $f-$alszintje kívül tele van elektronokkal; ezek közé tartoznak a lantanidok és az aktinidák.

Az atom elektronikus konfigurációja. Az atomok alap- és gerjesztett állapotai

W. Pauli svájci fizikus 1925 dollárban megállapította Egy atomnak legfeljebb két elektronja lehet egy pályán. ellentétes (antipárhuzamos) pörgésekkel (angolul orsónak fordítva), azaz. olyan tulajdonságokkal rendelkezik, amelyek feltételesen elképzelhetők egy elektron képzeletbeli tengelye körüli forgásaként az óramutató járásával megegyező vagy ellentétes irányban. Ezt az elvet hívják a Pauli-elv.

Ha egy elektron van egy pályán, akkor azt ún párosítatlan, ha kettő, akkor ez párosított elektronok, azaz ellentétes spinű elektronok.

Az ábrán az energiaszintek alszintekre való felosztásának diagramja látható.

$s-$ Orbitális, mint már tudja, gömb alakú. A $(n = 1)$ hidrogénatom elektron ezen a pályán helyezkedik el és nincs párosítva. Eszerint az övé elektronikus képlet, vagy elektronikus konfiguráció, így van írva: $1s^1$. Az elektronikus képletekben az energiaszint számát a $ (1 ...) $ betű előtti szám jelzi, latin betű jelöli az alszintet (pályatípus), a szám pedig, amelyet a betű jobb felső sarkába írunk (kitevőként), az alszinten lévő elektronok számát mutatja.

Egy He héliumatom esetében, amelynek két pár elektronja van ugyanazon a $s-$pályán, ez a képlet: $1s^2$. A hélium atom elektronhéja teljes és nagyon stabil. A hélium nemesgáz. A második $(n = 2)$ energiaszintnek négy pályája van, egy $s$ és három $p$. A második szintű $s$-pályás elektronok ($2s$-pályák) nagyobb energiájúak, mert nagyobb távolságra vannak az atommagtól, mint a $1s$-pálya $(n = 2)$ elektronjai. Általánosságban elmondható, hogy minden $n$ értékhez egy $s-$pálya tartozik, de ennek megfelelő mennyiségű elektronenergiával, és ezért ennek megfelelő átmérővel, amely $n$.$s- értékkel nő. A $Orbital növekmény, amint azt már tudja, gömb alakú. A $(n = 1)$ hidrogénatom elektron ezen a pályán helyezkedik el és nincs párosítva. Ezért az elektronikus képlete vagy elektronikus konfigurációja a következőképpen van felírva: $1s^1$. Az elektronikus képletekben az energiaszint számát a $ (1 ...) $ betű előtti szám jelöli, a latin betű az alszintet (pályatípust) és a jobbra írt szám. a betű (kitevőként) az elektronok számát mutatja az alszinten.

Egy $He$ héliumatom esetében, amelynek két pár elektronja van ugyanazon a $s-$pályán, ez a képlet: $1s^2$. A hélium atom elektronhéja teljes és nagyon stabil. A hélium nemesgáz. A második $(n = 2)$ energiaszintnek négy pályája van, egy $s$ és három $p$. A második szintű $s-$pályájú elektronok ($2s$-pályák) nagyobb energiájúak, mert nagyobb távolságra vannak az atommagtól, mint a $1s$-pálya $(n = 2)$ elektronjai. Általánosságban elmondható, hogy minden $n$ értékhez egy $s-$pálya tartozik, de ennek megfelelő mennyiségű elektronenergiával, és ezért megfelelő átmérőjű, amely a $n$ értékének növekedésével nő.

$r-$ Orbitális Súlyzó alakú vagy nyolcas kötet. Mindhárom $p$-pálya az atomban egymásra merőlegesen helyezkedik el az atommagon áthúzott térbeli koordináták mentén. Ismét hangsúlyozni kell, hogy minden energiaszintnek (elektronikus rétegnek) $n= 2$-tól kezdve három $p$-pályája van. A $n$ értékének növekedésével az elektronok az atommagtól nagy távolságra lévő $p$-pályákat foglalnak el és a $x, y, z$ tengelyek mentén irányulnak.

A második $(n = 2)$ periódus elemeihez először egy $s$-pályát, majd három $p$-pályát töltünk ki; elektronikus képlet $Li: 1s^(2)2s^(1)$. A $2s^1$ elektron gyengébb kötődik az atommaghoz, így egy lítiumatom könnyen leadhatja (ahogy valószínűleg emlékszel, ezt a folyamatot oxidációnak hívják), $Li^+$ lítium-ionná alakulva.

A Be berillium atomban a negyedik elektron is a $2s$ pályára kerül: $1s^(2)2s^(2)$. A berillium atom két külső elektronja könnyen leválik - a $B^0$ $Be^(2+)$ kationná oxidálódik.

A bóratom ötödik elektronja a $2p$-pályát foglalja el: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$. Továbbá a $2p$-pályák a $C, N, O, F$ atomok megtelnek, ami a neon nemesgázzal végződik: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$.

A harmadik periódus elemeinél a $3s-$, illetve a $3p$-pályák kerülnek kitöltésre. A harmadik szint öt $d$-pályája szabadon marad:

$↙(11)Na 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,

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

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

Néha az elektronok atomokban való eloszlását ábrázoló diagramokon csak az egyes energiaszinteken lévő elektronok száma van feltüntetve, pl. írja le a kémiai elemek atomjainak rövidített elektronképleteit, ellentétben a fenti teljes elektronképletekkel, például:

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

Nagy periódusú elemeknél (negyedik és ötödik) az első két elektron $4s-$, illetve $5s$-pályát foglal el: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2 , 8, 18, 8, 2 dollár. Kezdve mindegyik harmadik elemével hosszú időszak, a következő tíz elektron az előző $3d-$ illetve $4d-$ pályára kerül (az oldalsó alcsoportok elemeinél): $↙(23)V 2, 8, 11, 2;$ $↙(26) Fr 2, 8, 14, 2; $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙(43)Tc 2, 8, 18, 13, 2 $. Általános szabály, hogy az előző $d$-alszint kitöltésekor a külső (illetve $4p-$ és $5p-$) $p-$-alszint kitöltése megkezdődik: $↙(33)As 2, 8, 18, 5;$ $ ↙(52)Te 2, 8, 18, 18, 6$.

A nagy periódusú elemeknél - a hatodik és a nem teljes hetedik - az elektronikus szintek és alszintek általában a következőképpen vannak feltöltve elektronokkal: az első két elektron belép a külső $s-$alszintre: $↙(56)Ba 2, 8 , 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1 $; a következő egy elektron ($La$ és $Ca$ esetén) az előző $d$-alszintre: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ és $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2 dollár.

Ekkor a következő 14$-nyi elektron kívülről a harmadik energiaszintre, a lantonidok $4f$, illetve az aktinidák $4f$ és $5f$ pályájára lép be: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2;$ ↙(92 )U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2 $.

Ekkor a második külső energiaszint ($d$-alszint) ismét elkezdődik az oldalsó alcsoportok elemei számára: $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙(104) Rf 2, 8, 18 , 32, 32, 10, 2 $. És végül csak azután, hogy a $d$-alszint teljesen megtelt tíz elektronnal, a $p$-alszint újra kitöltésre kerül: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.

Nagyon gyakran energia- vagy kvantumcellák segítségével ábrázolják az atomok elektronhéjának szerkezetét - felírják az ún. grafikus elektronikus képletek. Ehhez a rekordhoz a következő jelölést használjuk: minden kvantumcellát egy pályának megfelelő cella jelöl; minden elektront a spin irányának megfelelő nyíl jelzi. Grafika rögzítésekor elektronikus képlet két szabályt érdemes megjegyezni: Pauli elv, amely szerint egy cellában (pályán) legfeljebb két elektron lehet, de antiparallel spinekkel, ill. F. Hund szabálya, amely szerint az elektronok először egyenként foglalják el a szabad sejteket, és ugyanakkor rendelkeznek ugyanaz az érték forog, és csak ezután párosít, de a pörgetések ebben az esetben a Pauli-elv szerint már ellentétes irányúak lesznek.