Struktur atom, ikatan kimia, valensi dan struktur molekul. Struktur atom unsur kimia

Film dokumenter pendidikan. Seri "Fisika".

Atom (dari bahasa Yunani atomos - tidak dapat dibagi) - partikel nuklir tunggal, tidak dapat dibagi secara kimia unsur kimia, pembawa sifat-sifat materi. Zat tersusun dari atom. Atom itu sendiri terdiri dari inti bermuatan positif dan awan elektron bermuatan negatif. Secara umum, atom bersifat netral secara listrik. Ukuran atom sepenuhnya ditentukan oleh ukuran awan elektronnya, karena ukuran nukleus dapat diabaikan dibandingkan dengan ukuran awan elektron. Inti terdiri dari Z proton bermuatan positif (muatan proton sesuai dengan +1 dalam satuan konvensional) dan N neutron yang tidak membawa muatan (proton dan neutron disebut nukleon). Dengan demikian, muatan inti hanya ditentukan oleh jumlah proton dan sama dengan nomor seri elemen dalam tabel periodik. Muatan positif inti dikompensasi oleh elektron bermuatan negatif (muatan elektron -1 dalam satuan sembarang), yang membentuk awan elektron. Jumlah elektron sama dengan jumlah proton. Massa proton dan neutron sama (masing-masing 1 dan 1 sma).

Massa atom ditentukan oleh massa intinya, karena massa elektron kira-kira 1850 kali lebih kecil dari massa proton dan neutron dan jarang diperhitungkan dalam perhitungan. Jumlah neutron dapat ditemukan dengan perbedaan antara massa atom dan jumlah proton (N=A-Z). Jenis atom dari setiap unsur kimia dengan inti yang terdiri dari nomor tertentu proton (Z) dan neutron (N) disebut nuklida.

Sebelum mempelajari sifat-sifat elektron dan aturan pembentukan tingkat elektronik, perlu untuk menyentuh sejarah pembentukan ide-ide tentang struktur atom. Kami tidak akan mempertimbangkan sejarah lengkap pembentukan struktur atom, tetapi hanya akan membahas ide-ide yang paling relevan dan paling "benar" yang paling jelas dapat menunjukkan bagaimana elektron berada di dalam atom. Kehadiran atom sebagai konstituen dasar materi pertama kali diusulkan oleh para filsuf Yunani kuno. Setelah itu, sejarah struktur atom melewati jalan yang sulit dan pemikiran yang berbeda, seperti atom tidak dapat dibagi, model atom Thomson, dan lain-lain. Model atom yang dikemukakan oleh Ernest Rutherford pada tahun 1911 ternyata paling mendekati. Dia membandingkan atom dengan tata surya, di mana inti atom bertindak sebagai matahari, dan elektron bergerak mengelilinginya seperti planet. Menempatkan elektron pada orbit stasioner merupakan langkah yang sangat penting dalam memahami struktur atom. Namun, seperti model planet struktur atom bertentangan dengan mekanika klasik. Faktanya adalah bahwa ketika sebuah elektron bergerak di orbit, ia harus kehilangan energi potensial dan akhirnya "jatuh" ke nukleus dan atom harus tidak ada lagi. Paradoks seperti itu dihilangkan dengan pengenalan postulat oleh Niels Bohr. Menurut postulat ini, elektron bergerak dalam orbit stasioner di sekitar nukleus dan dalam kondisi normal tidak menyerap atau memancarkan energi. Postulat menunjukkan bahwa hukum mekanika klasik tidak cocok untuk menjelaskan atom. Model atom ini disebut model Bohr-Rutherford. kelanjutan struktur planet atom adalah model mekanika kuantum atom, yang dengannya kita akan mempertimbangkan elektron.

Elektron adalah partikel kuasi yang menunjukkan dualisme gelombang sel darah. Ini adalah partikel (sel darah) dan gelombang pada saat yang bersamaan. Sifat-sifat partikel termasuk massa elektron dan muatannya, dan sifat gelombang - kemampuan untuk difraksi dan interferensi. Hubungan antara gelombang dan sifat sel dari elektron tercermin dalam persamaan de Broglie.

(Catatan kuliah)

Struktur atom. Pengantar.

Objek studi dalam kimia adalah unsur-unsur kimia dan senyawanya. unsur kimia Sekelompok atom dengan muatan positif yang sama disebut. Atom adalah partikel terkecil dari unsur kimia yang mempertahankannya Sifat kimia. Menghubungkan satu sama lain, atom dari satu atau elemen yang berbeda membentuk partikel yang lebih kompleks - molekul. Kumpulan atom atau molekul membentuk bahan kimia. Setiap zat kimia individu dicirikan oleh seperangkat sifat fisik individu, seperti titik didih dan leleh, kepadatan, konduktivitas listrik dan termal, dll.

1. Struktur atom dan sistem periodik unsur

DI. Mendeleev.

Pengetahuan dan pemahaman tentang pola pengisian pesanan Sistem periodik elemen D.I. Mendeleev memungkinkan kita untuk memahami hal berikut:

1. esensi fisik dari keberadaan di alam unsur-unsur tertentu,

2. sifat valensi kimia unsur,

3. kemampuan dan “kemudahan” suatu unsur untuk memberi atau menerima elektron ketika berinteraksi dengan unsur lain,

4. sifat ikatan kimia yang dapat terbentuk elemen yang diberikan ketika berinteraksi dengan elemen lain, struktur spasial molekul sederhana dan kompleks, dll., dll.

Struktur atom.

Atom adalah mikrosistem kompleks dari partikel elementer yang bergerak dan berinteraksi satu sama lain.

Pada akhir abad 19 dan awal abad 20, ditemukan bahwa atom terdiri dari partikel yang lebih kecil: neutron, proton dan elektron.Dua partikel terakhir adalah partikel bermuatan, proton membawa muatan positif, elektron negatif. Karena atom suatu unsur dalam keadaan dasar secara elektrik netral, ini berarti bahwa jumlah proton dalam atom unsur apa pun sama dengan jumlah elektron. Massa atom ditentukan oleh jumlah massa proton dan neutron, yang jumlahnya sama dengan selisih antara massa atom dan nomor urutnya dalam sistem periodik D.I. Mendeleev.

Pada tahun 1926, Schrodinger mengusulkan untuk menggambarkan gerakan mikropartikel dalam atom suatu unsur menggunakan persamaan gelombang yang diturunkannya. Saat memecahkan persamaan gelombang Schrödinger untuk atom hidrogen, tiga bilangan kuantum bilangan bulat muncul: n, ℓ dan m ℓ , yang mencirikan keadaan elektron dalam ruang tiga dimensi di bidang pusat nukleus. bilangan kuantum n, ℓ dan m ℓ mengambil nilai bilangan bulat. Fungsi gelombang didefinisikan oleh tiga bilangan kuantum n, ℓ dan m ℓ dan diperoleh sebagai hasil pemecahan persamaan Schrödinger disebut orbital. Orbital adalah wilayah ruang di mana elektron paling mungkin ditemukan. milik atom dari unsur kimia. Jadi, penyelesaian persamaan Schrödinger untuk atom hidrogen mengarah pada munculnya tiga bilangan kuantum, arti fisik yaitu bahwa mereka mencirikan tiga jenis orbital berbeda yang dapat dimiliki atom. Mari kita lihat lebih dekat setiap bilangan kuantum.

Bilangan kuantum utama n dapat mengambil nilai bilangan bulat positif apa pun: n = 1,2,3,4,5,6,7… Ini mencirikan energi tingkat elektronik dan ukuran "awan" elektronik. Merupakan karakteristik bahwa jumlah bilangan kuantum utama bertepatan dengan jumlah periode di mana elemen yang diberikan berada.

Bilangan kuantum azimut atau orbital dapat mengambil nilai integer dari ℓ = 0….sampai n – 1 dan menentukan momen gerak elektron, yaitu bentuk orbit. Untuk berbagai nilai numerik , notasi berikut digunakan: ℓ = 0, 1, 2, 3, dan dilambangkan dengan simbol s, p, d, f, masing-masing untuk ℓ = 0, 1, 2 dan 3. Dalam tabel periodik unsur tidak ada unsur dengan nomor spin ℓ = 4.

Bilangan kuantum magnetikm ℓ mencirikan susunan spasial orbital elektron dan, akibatnya, sifat elektromagnetik elektron. Itu dapat mengambil nilai dari - ℓ untuk + ℓ , termasuk nol.

Bentuk atau, lebih tepatnya, sifat simetri orbital atom bergantung pada bilangan kuantum ℓ dan m ℓ . "awan elektronik", sesuai dengan s- orbital memiliki, memiliki bentuk bola (pada saat yang sama ℓ = 0).

Gambar.1. orbital 1s

Orbital yang ditentukan oleh bilangan kuantum = 1 dan m = -1, 0 dan +1 disebut orbital p. Karena m memiliki tiga nilai yang berbeda, maka atom memiliki tiga orbital p yang ekivalen secara energi (bilangan kuantum utama untuk mereka adalah sama dan dapat memiliki nilai n = 2,3,4,5,6 atau 7). Orbital p memiliki simetri aksial dan terlihat seperti delapan tiga dimensi, berorientasi sepanjang sumbu x, y dan z dalam bidang eksternal (Gbr. 1.2). Oleh karena itu asal usul simbol p x , p y dan p z .

Gbr.2. p x , p y dan p z -orbital

Selain itu, ada orbital atom d dan f, untuk pertama = 2 dan m = -2, -1, 0, +1 dan +2, yaitu. lima AO, untuk yang kedua = 3 dan m = -3, -2, -1, 0, +1, +2 dan +3, yaitu 7 AP.

kuantum keempat m s disebut bilangan kuantum spin, diperkenalkan untuk menjelaskan beberapa efek halus dalam spektrum atom hidrogen oleh Goudsmit dan Uhlenbeck pada tahun 1925. Putaran elektron adalah momentum sudut partikel elementer bermuatan elektron, yang orientasinya terkuantisasi, mis. sangat terbatas pada sudut-sudut tertentu. Orientasi ini ditentukan oleh nilai bilangan kuantum magnetik spin (s), yang untuk elektron adalah ½ , oleh karena itu, untuk sebuah elektron, menurut aturan kuantisasi m s = ± ½. Dalam hal ini, ke himpunan tiga bilangan kuantum, seseorang harus menambahkan bilangan kuantum m s . Kami tekankan sekali lagi bahwa empat bilangan kuantum menentukan urutan penyusunan tabel periodik unsur Mendeleev dan menjelaskan mengapa hanya ada dua unsur pada periode pertama, delapan pada periode kedua dan ketiga, 18 pada periode keempat, dan seterusnya. , untuk menjelaskan struktur multielektron atom, urutan tingkat elektronik diisi sebagai muatan positif atom meningkat, tidak cukup untuk memiliki gagasan tentang empat bilangan kuantum yang "mengatur" perilaku elektron saat mengisi orbital elektronik, tetapi Anda perlu tahu lebih banyak aturan sederhana, yaitu, Prinsip Pauli, Aturan Gund, dan Aturan Klechkovsky.

Menurut prinsip Pauli dalam keadaan kuantum yang sama, yang dicirikan oleh nilai-nilai tertentu dari empat bilangan kuantum, tidak boleh ada lebih dari satu elektron. Ini berarti bahwa satu elektron pada prinsipnya dapat ditempatkan di orbital atom mana pun. Dua elektron dapat berada dalam orbital atom yang sama hanya jika mereka berbeda dalam bilangan kuantum spin.

Saat mengisi tiga p-AO, lima d-AO, dan tujuh f-AO dengan elektron, seseorang harus dipandu tidak hanya oleh prinsip Pauli tetapi juga oleh aturan Hund: Pengisian orbital dari satu subkulit dalam keadaan dasar terjadi dengan elektron dengan spin yang sama.

Saat mengisi subkulit (p, d, f) nilai absolut dari jumlah putaran harus maksimum.

Aturan Klechkovsky. Menurut aturan Klechkovsky, saat mengisid dan forbital oleh elektron harus dihormatiprinsip energi minimum. Menurut prinsip ini, elektron dalam keadaan dasar mengisi orbit dengan tingkat energi minimum. Energi sublevel ditentukan oleh jumlah bilangan kuantumn + = E .

Aturan pertama Klechkovsky: pertama-tama isi sublevel yang manan + = E minimal.

Aturan kedua Klechkovsky: dalam hal kesetaraann + ℓ untuk beberapa sublevel, sublevel yangn minimal .

Saat ini, 109 elemen diketahui.

2. Energi ionisasi, afinitas elektron dan keelektronegatifan.

Karakteristik yang paling penting dari konfigurasi elektron atom adalah energi ionisasi (EI) atau potensial ionisasi (IP) dan afinitas elektron atom (SE). Energi ionisasi adalah perubahan energi dalam proses pelepasan elektron dari atom bebas pada 0 K: A = + + ē . Ketergantungan energi ionisasi pada nomor atom Z unsur, ukuran jari-jari atom memiliki karakter periodik yang diucapkan.

Afinitas elektron (SE) adalah perubahan energi yang menyertai penambahan elektron ke atom terisolasi dengan pembentukan ion negatif pada 0 K: A + = A - (atom dan ion berada dalam keadaan dasar). Dalam hal ini, elektron menempati orbital atom bebas (LUAO) terendah jika VZAO ditempati oleh dua elektron. SE sangat bergantung pada konfigurasi elektron orbitalnya.

Perubahan EI dan SE berkorelasi dengan perubahan banyak sifat unsur dan senyawanya, yang digunakan untuk memprediksi sifat-sifat ini dari nilai EI dan SE. Halogen memiliki afinitas elektron absolut tertinggi. Dalam setiap golongan dalam tabel periodik unsur, potensial ionisasi atau EI berkurang dengan bertambahnya jumlah unsur, yang dikaitkan dengan peningkatan jari-jari atom dan dengan peningkatan jumlah lapisan elektron, dan yang berkorelasi baik dengan peningkatan daya reduksi elemen.

Tabel 1 Tabel Periodik Unsur memberikan nilai EI dan SE dalam eV/atom. Perhatikan bahwa nilai yang tepat SE hanya diketahui beberapa atom, nilainya digarisbawahi pada Tabel 1.

Tabel 1

Energi ionisasi pertama (EI), afinitas elektron (SE) dan keelektronegatifan ) atom-atom dalam sistem periodik.

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()

-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

HAIs

- Keelektronegatifan Pauling

r- jari-jari atom, (dari "Laboratorium dan kelas seminar dalam kimia umum dan anorganik", N.S. Akhmetov, M.K. Azizova, L.I. Badygina)

Bahan kimia adalah hal-hal yang membentuk dunia di sekitar kita.

Sifat masing-masing zat kimia dibagi menjadi dua jenis: ini adalah kimia, yang mencirikan kemampuannya untuk membentuk zat lain, dan fisik, yang diamati secara objektif dan dapat dianggap terpisah dari transformasi kimia. Jadi, misalnya, sifat fisik suatu zat adalah keadaan agregasinya (padat, cair atau gas), konduktivitas termal, kapasitas panas, kelarutan dalam berbagai media (air, alkohol, dll.), densitas, warna, rasa, dll. .

Transformasi dari beberapa zat kimia menjadi zat lain disebut fenomena kimia atau reaksi kimia. Perlu dicatat bahwa ada juga fenomena fisik, yang tentu saja disertai dengan perubahan dalam beberapa hal properti fisik zat tanpa diubah menjadi zat lain. Fenomena fisik, misalnya, termasuk pencairan es, pembekuan atau penguapan air, dll.

Fakta bahwa dalam proses apa pun, suatu fenomena kimia terjadi dapat disimpulkan dengan mengamati karakteristik reaksi kimia seperti perubahan warna, presipitasi, evolusi gas, panas dan/atau evolusi cahaya.

Jadi, misalnya, kesimpulan tentang jalannya reaksi kimia dapat dibuat dengan mengamati:

Terbentuknya endapan ketika air mendidih, disebut kerak dalam kehidupan sehari-hari;

Pelepasan panas dan cahaya selama pembakaran api;

Ubah warna irisan apel segar mengudara;

Pembentukan gelembung gas selama fermentasi adonan, dll.

Partikel materi terkecil, yang dalam proses reaksi kimia praktis tidak mengalami perubahan, tetapi hanya dengan cara baru yang terhubung satu sama lain, disebut atom.

Gagasan tentang keberadaan unit materi semacam itu muncul di Yunani kuno di benak para filsuf kuno, yang sebenarnya menjelaskan asal usul istilah "atom", karena "atomos" secara harfiah diterjemahkan dari bahasa Yunani berarti "tidak dapat dibagi".

Namun, bertentangan dengan ide filosof Yunani kuno, atom bukanlah materi minimum absolut, yaitu sendiri memiliki struktur yang kompleks.

Setiap atom terdiri dari apa yang disebut partikel subatom - proton, neutron dan elektron, masing-masing dilambangkan dengan simbol p + , n o dan e - . Superskrip dalam notasi yang digunakan menunjukkan bahwa proton bermuatan positif satuan, elektron bermuatan negatif satuan, dan neutron tidak bermuatan.

Adapun struktur kualitatif atom, setiap atom memiliki semua proton dan neutron yang terkonsentrasi di inti yang disebut, di mana elektron membentuk kulit elektron.

Proton dan neutron memiliki massa yang hampir sama, yaitu m p m n , dan massa elektron hampir 2000 kali lebih kecil dari massa masing-masing, mis. m p / m e m n / m e 2000.

Karena sifat dasar atom adalah netralitas listriknya, dan muatan satu elektron sama dengan muatan satu proton, dapat disimpulkan dari sini bahwa jumlah elektron dalam atom apa pun sama dengan jumlah proton.

Jadi, misalnya, tabel di bawah ini menunjukkan kemungkinan komposisi atom:

Jenis atom dengan muatan inti yang sama, mis. dengan nomor yang sama proton dalam intinya disebut unsur kimia. Jadi, dari tabel di atas, kita dapat menyimpulkan bahwa atom1 dan atom2 milik satu unsur kimia, dan atom3 dan atom4 milik unsur kimia lain.

Setiap unsur kimia memiliki nama dan simbol tersendiri, yang dibaca dengan cara tertentu. Jadi, misalnya, unsur kimia paling sederhana, yang atom-atomnya hanya mengandung satu proton di dalam nukleus, memiliki nama "hidrogen" dan dilambangkan dengan simbol "H", yang dibaca sebagai "abu", dan unsur kimia dengan muatan inti +7 (yaitu mengandung 7 proton) - "nitrogen", memiliki simbol "N", yang dibaca sebagai "en".

Seperti yang Anda lihat dari tabel di atas, atom dari satu unsur kimia dapat berbeda dalam jumlah neutron dalam inti.

Atom milik unsur kimia yang sama, tetapi memiliki jumlah neutron yang berbeda dan, sebagai akibatnya, massa, disebut isotop.

Jadi, misalnya, unsur kimia hidrogen memiliki tiga isotop - 1 H, 2 H dan 3 H. Indeks 1, 2 dan 3 di atas simbol H berarti jumlah total neutron dan proton. Itu. mengetahui bahwa hidrogen adalah unsur kimia, yang dicirikan oleh fakta bahwa ada satu proton dalam inti atomnya, kita dapat menyimpulkan bahwa tidak ada neutron sama sekali dalam isotop 1 H (1-1 = 0), di isotop 2 H - 1 neutron (2-1=1) dan dalam isotop 3 H - dua neutron (3-1=2). Karena, seperti yang telah disebutkan, neutron dan proton memiliki massa yang sama, dan massa elektron dapat diabaikan dibandingkan dengan mereka, ini berarti bahwa isotop 2 H hampir dua kali lebih berat dari isotop 1 H, dan 3 H isotop bahkan tiga kali lebih berat. . Sehubungan dengan penyebaran yang begitu besar dalam massa isotop hidrogen, isotop 2 H dan 3 H bahkan diberi nama dan simbol individu yang terpisah, yang tidak khas dari unsur kimia lainnya. Isotop 2 H diberi nama deuterium dan diberi lambang D, dan isotop 3 H diberi nama tritium dan diberi lambang T.

Jika kita mengambil massa proton dan neutron sebagai satu kesatuan, dan mengabaikan massa elektron, pada kenyataannya, indeks kiri atas, selain jumlah total proton dan neutron dalam atom, dapat dianggap massanya, dan oleh karena itu indeks ini disebut nomor massa dan dilambangkan dengan simbol A. Karena muatan inti proton sesuai dengan atom, dan muatan setiap proton secara kondisional dianggap +1, jumlah proton dalam inti disebut nomor tagihan(Z). Menyatakan jumlah neutron dalam atom dengan huruf N, secara matematis hubungan antara nomor massa, nomor muatan dan jumlah neutron dapat dinyatakan sebagai:

Menurut konsep modern, elektron memiliki sifat ganda (gelombang partikel). Ia memiliki sifat partikel dan gelombang. Seperti partikel, elektron memiliki massa dan muatan, tetapi pada saat yang sama, aliran elektron, seperti gelombang, dicirikan oleh kemampuan difraksi.

Untuk menggambarkan keadaan elektron dalam atom, representasi digunakan: mekanika kuantum, yang menurutnya elektron tidak memiliki lintasan gerak tertentu dan dapat ditempatkan di titik mana pun di ruang angkasa, tetapi dengan probabilitas yang berbeda.

Wilayah ruang di sekitar nukleus tempat elektron paling mungkin ditemukan disebut orbital atom.

Orbital atom dapat memiliki berbagai bentuk, ukuran dan orientasi. Orbital atom disebut juga awan elektron.

Secara grafis, satu orbital atom biasanya dilambangkan sebagai sel persegi:

Mekanika kuantum memiliki peralatan matematika yang sangat kompleks, oleh karena itu, dalam kerangka kursus kimia sekolah, hanya konsekuensi dari teori mekanika kuantum yang dipertimbangkan.

Menurut konsekuensi ini, setiap orbital atom dan elektron yang terletak di atasnya sepenuhnya dicirikan oleh 4 bilangan kuantum.

Bilangan kuantum utama - n - menentukan energi total elektron dalam orbital tertentu. Rentang nilai bilangan kuantum utama adalah semua bilangan bulat, yaitu n = 1,2,3,4, 5 dst.
Bilangan kuantum orbital - l - mencirikan bentuk orbital atom dan dapat mengambil nilai bilangan bulat dari 0 hingga n-1, di mana n, ingat, adalah bilangan kuantum utama.

Orbital dengan l = 0 disebut s-orbital. orbital s berbentuk bola dan tidak memiliki arah dalam ruang:

Orbital dengan l = 1 disebut p-orbital. Orbital ini memiliki bentuk tiga dimensi angka delapan, yaitu. bentuk yang diperoleh dengan memutar angka delapan di sekitar sumbu simetri, dan secara lahiriah menyerupai halter:

Orbital dengan l = 2 disebut d-orbital, dan dengan l = 3 – f-orbital. Struktur mereka jauh lebih kompleks.

3) Bilangan kuantum magnetik - ml - menentukan orientasi spasial orbital atom tertentu dan menyatakan proyeksi momentum sudut orbital pada arah Medan gaya. Bilangan kuantum magnetik ml sesuai dengan orientasi orbital relatif terhadap arah vektor kekuatan medan magnet eksternal dan dapat mengambil nilai bilangan bulat apa pun dari –l hingga +l, termasuk 0, mis. total nilai yang mungkin sama (2l+1). Jadi, misalnya, dengan l = 0 m l = 0 (satu nilai), dengan l = 1 m l = -1, 0, +1 (tiga nilai), dengan l = 2 m l = -2, -1, 0, + 1 , +2 (lima nilai bilangan kuantum magnetik), dll.

Jadi, misalnya, orbital p, mis. orbital dengan bilangan kuantum orbital l = 1, memiliki bentuk "angka tiga dimensi delapan", sesuai dengan tiga nilai bilangan kuantum magnetik (-1, 0, +1), yang, pada gilirannya, sesuai ke tiga arah dalam ruang yang saling tegak lurus.

4) Bilangan kuantum spin (atau hanya spin) - m s - dapat dianggap bertanggung jawab atas arah rotasi elektron dalam atom, dapat mengambil nilai. Elektron dengan spin yang berbeda ditunjukkan oleh panah vertikal yang menunjuk ke arah yang berbeda: dan .

Himpunan semua orbital dalam atom yang memiliki nilai bilangan kuantum utama yang sama disebut tingkat energi atau kulit elektron. Setiap tingkat energi sewenang-wenang dengan beberapa nomor n terdiri dari n 2 orbital.

Banyak orbital dengan nilai yang sama bilangan kuantum utama dan bilangan kuantum orbital mewakili sublevel energi.

Setiap tingkat energi, yang sesuai dengan bilangan kuantum utama n, mengandung n subtingkat. Pada gilirannya, setiap subtingkat energi dengan bilangan kuantum orbital l terdiri dari (2l+1) orbital. Dengan demikian, sublapisan s terdiri dari satu orbital s, sublapisan p - tiga orbital p, sublapisan d - lima orbital d, dan sublapisan f - tujuh orbital f. Karena, seperti yang telah disebutkan, satu orbital atom sering dilambangkan dengan satu sel persegi, sublevel s-, p-, d- dan f dapat digambarkan secara grafis sebagai berikut:

Setiap orbital sesuai dengan satu set individu yang didefinisikan secara ketat dari tiga bilangan kuantum n, l dan ml .

Distribusi elektron dalam orbital disebut konfigurasi elektron.

Pengisian orbital atom dengan elektron terjadi sesuai dengan tiga kondisi:

Prinsip energi minimum: Elektron mengisi orbital mulai dari sublevel energi terendah. Urutan sublevel dalam urutan peningkatan energi adalah sebagai berikut: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;

Untuk memudahkan mengingat urutan pengisian sublevel elektronik ini, ilustrasi grafis berikut ini sangat mudah:

prinsip pauli: Setiap orbital dapat menampung paling banyak dua elektron.

Jika ada satu elektron dalam orbital, maka itu disebut tidak berpasangan, dan jika ada dua, maka mereka disebut pasangan elektron.

Aturan Hund: keadaan atom yang paling stabil adalah keadaan di mana, dalam satu sublevel, atom memiliki jumlah elektron tidak berpasangan maksimum yang mungkin. Keadaan atom yang paling stabil ini disebut keadaan dasar.

Padahal, di atas berarti bahwa, misalnya, penempatan elektron ke-1, ke-2, ke-3, dan ke-4 pada tiga orbital sublevel-p akan dilakukan sebagai berikut:

Pengisian orbital atom dari hidrogen yang bernomor muatan 1 ke kripton (Kr) dengan nomor muatan 36 dilakukan sebagai berikut:

Representasi serupa dari urutan pengisian orbital atom disebut diagram energi. Berdasarkan diagram elektronik masing-masing elemen, Anda dapat menuliskan apa yang disebut rumus elektronik (konfigurasi). Jadi, misalnya, sebuah elemen dengan 15 proton dan, sebagai hasilnya, 15 elektron, mis. fosfor (P) akan memiliki diagram energi berikut:

Ketika diterjemahkan ke dalam rumus elektronik, atom fosfor akan berbentuk:

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

Angka ukuran normal di sebelah kiri simbol sublevel menunjukkan jumlah tingkat energi, dan superskrip di sebelah kanan simbol sublevel menunjukkan jumlah elektron di sublevel yang sesuai.

Di bawah ini adalah rumus elektronik dari 36 elemen pertama D.I. Mendeleev.

Titik	Nomor barang	simbol	judul	rumus elektronik
Saya	1	H	hidrogen	1s 1
Saya	2	Dia	helium	1s2
II	3	Li	litium	1s2 2s1
	4	Menjadi	berilium	1s2 2s2
	5	B	boron	1s 2 2s 2 2p 1
	6	C	karbon	1s 2 2s 2 2p 2
	7	N	nitrogen	1s 2 2s 2 2p 3
	8	HAI	oksigen	1s 2 2s 2 2p 4
	9	F	fluor	1s 2 2s 2 2p 5
	10	tidak	neon	1s 2 2s 2 2p 6
AKU AKU AKU	11	tidak	sodium	1s 2 2s 2 2p 6 3s 1
	12	mg	magnesium	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2
	13	Al	aluminium	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1
	14	Si	silikon	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2
	15	P	fosfor	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3
	16	S	sulfur	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4
	17	Cl	klorin	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	kalium	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1
	20	Ca	kalsium	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2
	21	sc	skandium	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1
	22	Ti	titanium	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2
	23	V	vanadium	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3
	24	Cr	kromium	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 s pada d sublevel
	25	M N	mangan	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5
	26	Fe	besi	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6
	27	bersama	kobalt	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7
	28	Ni	nikel	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8
	29	Cu	tembaga	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 s pada d sublevel
	30	Zn	seng	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10
	31	ga	galium	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1
	32	Ge	germanium	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2
	33	Sebagai	arsenik	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3
	34	Se	selenium	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4
	35	br	brom	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5
	36	kr	kripton	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6

Seperti yang telah disebutkan, dalam keadaan dasarnya, elektron dalam orbital atom disusun menurut prinsip energi terkecil. Namun demikian, dengan adanya orbital p kosong dalam keadaan dasar atom, seringkali, ketika energi berlebih diberikan padanya, atom dapat dipindahkan ke apa yang disebut keadaan tereksitasi. Jadi, misalnya, atom boron dalam keadaan dasarnya memiliki konfigurasi elektronik dan diagram energi dalam bentuk berikut:

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

Dan dalam keadaan tereksitasi (*), yaitu ketika memberikan beberapa energi ke atom boron, konfigurasi elektronik dan diagram energinya akan terlihat seperti ini:

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

Tergantung pada sublevel mana dalam atom yang terisi terakhir, unsur-unsur kimia dibagi menjadi s, p, d atau f.

Menemukan s, p, d dan f-elemen pada tabel D.I. Mendeleev:

s-element memiliki s-sublevel terakhir yang harus diisi. Elemen-elemen ini termasuk elemen dari subkelompok utama (di sebelah kiri dalam sel tabel) dari grup I dan II.
Untuk p-element, p-sublevel diisi. Unsur-p mencakup enam unsur terakhir dari setiap periode, kecuali unsur pertama dan ketujuh, serta unsur-unsur dari subkelompok utama golongan III-VIII.
d-elemen terletak antara s- dan p-elemen dalam periode besar.
Unsur-f disebut lantanida dan aktinida. Mereka ditempatkan di bagian bawah tabel oleh D.I. Mendeleev.

Pelajaran ini dikhususkan untuk pembentukan ide-ide tentang struktur kompleks atom. Keadaan elektron dalam atom dipertimbangkan, konsep "orbital atom dan awan elektron", bentuk orbital (s--, p-, d-orbital) diperkenalkan. Juga dipertimbangkan aspek-aspek seperti jumlah maksimum elektron pada tingkat energi dan sublevel, distribusi elektron pada tingkat energi dan sublevel dalam atom unsur dari empat periode pertama, elektron valensi unsur s-, p- dan d. Diagram grafis dari struktur lapisan elektronik atom (rumus elektron-grafik) diberikan.

Topik: Struktur atom. Hukum periodik D.I. Mendeleev

Pelajaran: Struktur atom

Diterjemahkan dari bahasa Yunani, kata " atom" berarti "tidak terpisahkan". Namun, fenomena telah ditemukan yang menunjukkan kemungkinan pembagiannya. Ini adalah emisi sinar-x, emisi sinar katoda, fenomena efek fotolistrik, fenomena radioaktivitas. Elektron, proton, dan neutron adalah partikel penyusun atom. Mereka disebut partikel sub atom.

tab. satu

Selain proton, inti sebagian besar atom mengandung: neutron yang tidak membawa biaya. Seperti dapat dilihat dari Tabel. 1, massa neutron praktis tidak berbeda dengan massa proton. Proton dan neutron merupakan inti atom dan disebut nukleon (inti - inti). Muatan dan massanya dalam satuan massa atom (a.m.u.) ditunjukkan pada Tabel 1. Saat menghitung massa atom, massa elektron dapat diabaikan.

Massa atom ( nomor massa) sama dengan jumlah massa proton dan neutron yang menyusun nukleusnya. Nomor massa dilambangkan dengan huruf TETAPI. Dari nama besaran ini dapat dilihat bahwa besaran tersebut berkaitan erat dengan massa atom unsur yang dibulatkan menjadi bilangan bulat. A=Z+N

Di Sini A- nomor massa atom (jumlah proton dan neutron), Z- muatan inti (jumlah proton dalam inti), N adalah jumlah neutron dalam inti. Menurut doktrin isotop, konsep "unsur kimia" dapat diberikan definisi berikut:

unsur kimia Sekelompok atom dengan muatan inti yang sama disebut.

Beberapa elemen ada sebagai kelipatan isotop. "Isotop" berarti "menempati tempat yang sama." Isotop memiliki jumlah proton yang sama, tetapi massanya berbeda, yaitu jumlah neutron dalam nukleus (nomor N). Karena neutron memiliki sedikit atau tidak berpengaruh pada sifat kimia unsur, semua isotop dari unsur yang sama secara kimiawi tidak dapat dibedakan.

Isotop disebut varietas atom dari unsur kimia yang sama dengan muatan inti yang sama (yaitu, dengan jumlah proton yang sama), tetapi dengan jumlah neutron yang berbeda di dalam nukleus.

Isotop berbeda satu sama lain hanya dalam nomor massa. Ini ditunjukkan baik oleh superskrip di sudut kanan, atau di baris: 12 C atau C-12 . Jika suatu unsur mengandung beberapa isotop alami, maka dalam tabel periodik D.I. Mendeleev menunjukkan massa atom rata-rata, dengan mempertimbangkan prevalensi. Misalnya, klorin mengandung 2 isotop alami 35 Cl dan 37 Cl, yang kandungannya masing-masing adalah 75% dan 25%. Dengan demikian, massa atom klorin akan sama dengan:

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

Untuk atom berat yang disintesis secara artifisial, satu nilai massa atom diberikan dalam tanda kurung siku. Ini adalah massa atom dari isotop paling stabil dari unsur tersebut.

Model dasar struktur atom

Secara historis, model atom Thomson adalah yang pertama pada tahun 1897.

Beras. 1. Model struktur atom oleh J. Thomson

Fisikawan Inggris J. J. Thomson menyarankan bahwa atom terdiri dari bola bermuatan positif di mana elektron diselingi (Gbr. 1). Model ini secara kiasan disebut "puding plum", roti dengan kismis (di mana "kismis" adalah elektron), atau "semangka" dengan "biji" - elektron. Namun model ini ditinggalkan, karena diperoleh data eksperimen yang bertentangan dengannya.

Beras. 2. Model struktur atom oleh E. Rutherford

Pada tahun 1910, fisikawan Inggris Ernst Rutherford, bersama murid-muridnya Geiger dan Marsden, melakukan eksperimen yang memberikan hasil luar biasa yang tidak dapat dijelaskan dari sudut pandang model Thomson. Ernst Rutherford membuktikan melalui pengalaman bahwa di pusat atom terdapat nukleus bermuatan positif (Gbr. 2), di sekelilingnya, seperti planet mengelilingi Matahari, elektron berputar. Atom secara keseluruhan netral secara listrik, dan elektron ditahan di dalam atom karena gaya tarik elektrostatik (gaya Coulomb). Model ini memiliki banyak kontradiksi dan, yang paling penting, tidak menjelaskan mengapa elektron tidak jatuh pada nukleus, serta kemungkinan penyerapan dan emisi energi olehnya.

Fisikawan Denmark N. Bohr pada tahun 1913, mengambil model atom Rutherford sebagai dasar, mengusulkan model atom di mana partikel elektron berputar mengelilingi inti atom dengan cara yang sama seperti planet berputar mengelilingi Matahari.

Beras. 3. Model planet N. Bohr

Bohr menyarankan bahwa elektron dalam atom hanya dapat eksis secara stabil di orbit pada jarak yang ditentukan secara ketat dari nukleus. Orbit ini ia sebut stasioner. Sebuah elektron tidak dapat berada di luar orbit stasioner. Mengapa demikian, Bohr tidak bisa menjelaskannya saat itu. Tetapi dia menunjukkan bahwa model seperti itu (Gbr. 3) memungkinkan untuk menjelaskan banyak fakta eksperimental.

Saat ini digunakan untuk menggambarkan struktur atom mekanika kuantum. Ini adalah ilmu pengetahuan, aspek utamanya adalah bahwa elektron memiliki sifat-sifat partikel dan gelombang pada saat yang sama, yaitu dualitas gelombang-partikel. Menurut mekanika kuantum, Daerah yang peluang menemukan elektronnya paling besar disebutorbit. Semakin jauh elektron dari nukleus, semakin rendah energi interaksinya dengan nukleus. Elektron dengan energi yang sama membentuk tingkat energi. Jumlah tingkat energi sama dengan nomor periode, di mana elemen ini terletak di tabel D.I. Mendeleev. Ada berbagai bentuk orbital atom. (Gbr. 4). Orbital d dan orbital f memiliki bentuk yang lebih kompleks.

Beras. 4. Bentuk orbital atom

Jumlah elektron dalam kulit elektron dari atom mana pun sama banyaknya dengan jumlah proton di dalam intinya, sehingga atom secara keseluruhan bersifat netral secara elektris. Elektron dalam atom diatur sedemikian rupa sehingga energinya minimal. Semakin jauh elektron dari inti, semakin banyak orbital dan semakin kompleks bentuknya. Setiap level dan sublevel hanya dapat menampung sejumlah elektron tertentu. Sublevel, pada gilirannya, terdiri dari orbital.

Pada tingkat energi pertama, yang paling dekat dengan nukleus, mungkin ada satu orbital bola ( 1 s). Pada tingkat energi kedua - orbital bola, berukuran besar dan tiga orbital p: 2 s2 ppp. Pada tingkat ketiga: 3 s3 ppp3 dddd.

Selain gerakan di sekitar nukleus, elektron juga memiliki gerakan, yang dapat direpresentasikan sebagai gerakan mereka di sekitar porosnya sendiri. Rotasi ini disebut putaran ( di jalur dari bahasa Inggris. "poros"). Hanya dua elektron dengan putaran berlawanan (antiparalel) yang dapat berada dalam satu orbital.

Maksimum jumlah elektron per tingkat energi ditentukan oleh rumus N=2 n 2.

Dimana n adalah bilangan kuantum utama (bilangan tingkat energi). Lihat tabel. 2

tab. 2

Tergantung pada orbital mana elektron terakhir berada, mereka membedakan s-, p-, d-elemen. Elemen dari subkelompok utama milik s-, p-elemen. Di subkelompok samping adalah d-elemen

Diagram grafis dari struktur lapisan elektronik atom (rumus grafik elektronik).

Untuk menggambarkan susunan elektron dalam orbital atom, digunakan konfigurasi elektron. Untuk menuliskannya dalam satu baris, orbital ditulis dalam legenda ( s--, p-, d-,f-orbital), dan di depannya ada angka yang menunjukkan jumlah tingkat energi. Semakin besar angkanya, semakin jauh elektron dari nukleus. Dalam huruf besar, di atas penunjukan orbital, jumlah elektron dalam orbital ini ditulis (Gbr. 5).

Beras. 5

Secara grafis, distribusi elektron dalam orbital atom dapat direpresentasikan sebagai sel. Setiap sel sesuai dengan satu orbital. Akan ada tiga sel seperti itu untuk orbital p, lima untuk orbital d, dan tujuh untuk orbital f. Satu sel dapat berisi 1 atau 2 elektron. Berdasarkan Aturan Gund, elektron didistribusikan dalam orbital dengan energi yang sama (misalnya, dalam tiga orbital p), pertama satu per satu, dan hanya ketika sudah ada satu elektron di setiap orbital tersebut, pengisian orbital ini dengan elektron kedua dimulai. Elektron semacam itu disebut berpasangan. Ini dijelaskan oleh fakta bahwa dalam sel tetangga, elektron saling tolak lebih sedikit, sebagai partikel bermuatan serupa.

Lihat gambar. 6 untuk atom 7 N.

Beras. 6

Konfigurasi elektron atom skandium

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

Elektron pada tingkat energi terluar disebut elektron valensi. 21 sc mengacu pada d-elemen.

Menyimpulkan pelajaran

Pada pelajaran, struktur atom, keadaan elektron dalam atom dipertimbangkan, konsep "orbital atom dan awan elektron" diperkenalkan. Siswa mengetahui bentuk orbital ( s-, p-, d-orbital), berapa jumlah elektron maksimum pada tingkat energi dan sublevel, distribusi elektron pada tingkat energi, apa s-, p- dan d-elemen. Diagram grafis dari struktur lapisan elektronik atom (rumus elektron-grafik) diberikan.

Bibliografi

1. Rudzitis G.E. Kimia. Dasar-dasar Kimia Umum. Kelas 11: buku teks untuk lembaga pendidikan: tingkat dasar / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - edisi ke-14. - M.: Pendidikan, 2012.

2. Popel P.P. Kimia: kelas 8: buku teks untuk lembaga pendidikan umum / P.P. Popel, L.S. Krivlya. - K .: Pusat Informasi "Akademi", 2008. - 240 hal.: sakit.

3. A.V. Manuilov, V.I. Rodionov. Dasar-dasar kimia. tutorial internet.

Pekerjaan rumah

1. No. 5-7 (hal. 22) Rudzitis G.E. Kimia. Dasar-dasar Kimia Umum. Kelas 11: buku teks untuk lembaga pendidikan: tingkat dasar / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - edisi ke-14. - M.: Pendidikan, 2012.

2. Tulislah rumus elektronik untuk unsur-unsur berikut: 6 C, 12 Mg, 16 S, 21 Sc.

3. Unsur-unsur memiliki rumus elektronik berikut: 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 . Apa sajakah elemen-elemen ini?

Komposisi atom.

Sebuah atom terdiri dari inti atom dan kulit elektron.

Inti atom terdiri dari proton ( p+) dan neutron ( n 0). Kebanyakan atom hidrogen memiliki inti proton tunggal.

Jumlah proton N(p+) sama dengan muatan inti ( Z) dan nomor urut unsur dalam deret alami unsur (dan dalam sistem periodik unsur).

N(p +) = Z

Jumlah dari jumlah neutron N(n 0), dilambangkan hanya dengan huruf N, dan jumlah proton Z ditelepon nomor massa dan ditandai dengan huruf TETAPI.

A = Z + N

Kulit elektron atom terdiri dari elektron yang bergerak mengelilingi inti ( e -).

Jumlah elektron N(e-) pada kulit elektron atom netral sama dengan jumlah proton Z pada intinya.

Massa proton kira-kira sama dengan massa neutron dan 1840 kali massa elektron, sehingga massa atom praktis sama dengan massa inti.

Bentuk atom adalah bulat. Jari-jari inti sekitar 100.000 kali lebih kecil dari jari-jari atom.

unsur kimia- jenis atom (kumpulan atom) dengan muatan inti yang sama (dengan jumlah proton yang sama dalam nukleus).

Isotop- satu set atom dari satu unsur dengan jumlah neutron yang sama dalam nukleus (atau jenis atom dengan jumlah proton yang sama dan jumlah neutron yang sama dalam nukleus).

Isotop yang berbeda berbeda satu sama lain dalam jumlah neutron dalam inti atomnya.

Penunjukan atom tunggal atau isotop: (E - simbol elemen), misalnya: .

Struktur kulit elektron atom

orbital atom adalah keadaan elektron dalam atom. Simbol orbit - . Setiap orbital sesuai dengan awan elektron.

Orbital atom nyata dalam keadaan dasar (tidak tereksitasi) terdiri dari empat jenis: s, p, d dan f.

awan elektronik- bagian ruang di mana elektron dapat ditemukan dengan probabilitas 90 (atau lebih) persen.

Catatan: terkadang konsep "orbital atom" dan "awan elektron" tidak dibedakan, menyebut keduanya "orbital atom".

Kulit elektron suatu atom berlapis-lapis. Lapisan elektronik dibentuk oleh awan elektron dengan ukuran yang sama. Orbital dari satu lapisan terbentuk tingkat elektronik ("energi"), energinya sama untuk atom hidrogen, tetapi berbeda untuk atom lain.

Orbital dari tingkat yang sama dikelompokkan menjadi elektronik (energi) sublevel:
s- sublevel (terdiri dari satu s-orbital), simbol - .
p sublevel (terdiri dari tiga p
d sublevel (terdiri dari lima d-orbital), simbol - .
f sublevel (terdiri dari tujuh f-orbital), simbol - .

Energi orbital dari sublevel yang sama adalah sama.

Saat menunjuk sublevel, jumlah lapisan (level elektronik) ditambahkan ke simbol sublevel, misalnya: 2 s, 3p, 5d cara s- sublevel dari tingkat kedua, p- sublevel dari tingkat ketiga, d- sublevel dari tingkat kelima.

Jumlah total sublevel dalam satu level sama dengan jumlah level n. Jumlah orbital dalam satu tingkat adalah n 2. Dengan demikian, jumlah total awan dalam satu lapisan juga n 2 .

Sebutan: - orbital bebas (tanpa elektron), - orbital dengan elektron tidak berpasangan, - orbital dengan pasangan elektron (dengan dua elektron).

Urutan elektron mengisi orbital atom ditentukan oleh tiga hukum alam (formulasi diberikan dengan cara yang disederhanakan):

1. Prinsip energi terkecil - elektron mengisi orbital sesuai dengan peningkatan energi orbital.

2. Prinsip Pauli - tidak boleh ada lebih dari dua elektron dalam satu orbital.

3. Aturan Hund - di dalam sublevel, elektron pertama-tama mengisi orbital bebas (satu per satu), dan baru setelah itu mereka membentuk pasangan elektron.

Jumlah total elektron di tingkat elektronik (atau di lapisan elektronik) adalah 2 n 2 .

Distribusi sublevel berdasarkan energi dinyatakan berikutnya (dalam urutan peningkatan energi):

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

Secara visual, urutan ini dinyatakan oleh diagram energi:

Distribusi elektron atom berdasarkan level, sublevel dan orbital (konfigurasi elektron atom) dapat digambarkan dalam bentuk rumus elektronik, diagram energi, atau, lebih sederhana, dalam bentuk diagram lapisan elektron (" diagram elektronik").

Contoh struktur elektron atom:

Elektron valensi- elektron suatu atom yang dapat mengambil bagian dalam pembentukan ikatan kimia. Untuk setiap atom, ini semua adalah elektron terluar ditambah elektron pra-luar yang energinya lebih besar daripada elektron terluar. Contoh: atom Ca memiliki 4 elektron terluar s 2, mereka juga valensi; atom Fe memiliki elektron eksternal - 4 s 2 tapi dia punya 3 d 6, maka atom besi memiliki 8 elektron valensi. Rumus elektron valensi atom kalsium adalah 4 s 2, dan atom besi - 4 s 2 3d 6 .

Sistem periodik unsur kimia D. I. Mendeleev
(sistem alami unsur kimia)

Hukum periodik unsur kimia(formulasi modern): sifat-sifat unsur kimia, serta zat sederhana dan kompleks yang dibentuk olehnya, secara berkala bergantung pada nilai muatan dari inti atom.

Sistem periodik- ekspresi grafis dari hukum periodik.

Rentang alami elemen kimia- sejumlah unsur kimia, diatur menurut peningkatan jumlah proton dalam inti atomnya, atau, yang sama, menurut peningkatan muatan inti atom-atom ini. Nomor seri suatu elemen dalam seri ini sama dengan jumlah proton dalam inti atom apa pun dari elemen ini.

Tabel unsur kimia dibuat dengan "memotong" rangkaian alami unsur kimia menjadi periode(baris horizontal tabel) dan pengelompokan (kolom vertikal tabel) unsur-unsur dengan struktur elektron atom yang serupa.

Bergantung pada bagaimana elemen digabungkan ke dalam grup, sebuah tabel dapat menjadi periode panjang(elemen dengan jumlah dan jenis elektron valensi yang sama dikumpulkan dalam kelompok) dan jangka pendek(elemen dengan jumlah elektron valensi yang sama dikumpulkan dalam kelompok).

Kelompok tabel periode pendek dibagi menjadi subkelompok ( utama dan efek samping), bertepatan dengan kelompok tabel periode panjang.

Semua atom unsur pada periode yang sama memiliki jumlah lapisan elektron yang sama, sama dengan jumlah periode.

Jumlah unsur pada periode: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Sebagian besar unsur periode kedelapan diperoleh secara artifisial, unsur terakhir periode ini belum disintesis. Semua periode kecuali yang pertama dimulai dengan unsur pembentuk logam alkali (Li, Na, K, dll.) dan diakhiri dengan unsur pembentuk gas mulia (He, Ne, Ar, Kr, dll.).

Dalam tabel periode pendek - delapan kelompok, yang masing-masing dibagi menjadi dua subkelompok (utama dan sekunder), dalam tabel periode panjang - enam belas kelompok, yang diberi nomor romawi dengan huruf A atau B, misalnya: IA, IIIB, VIA, VIIB. Grup IA dari tabel periode panjang sesuai dengan subgrup utama dari grup pertama tabel periode pendek; grup VIIB - subgrup sekunder dari grup ketujuh: sisanya - sama.

Sifat-sifat unsur kimia secara alami berubah dalam golongan dan periode.

Dalam periode (dengan meningkatnya nomor seri)

muatan inti bertambah
jumlah elektron terluar bertambah,
jari-jari atom mengecil,
kekuatan ikatan elektron dengan inti meningkat (energi ionisasi),
elektronegativitas meningkat.
sifat pengoksidasi zat sederhana ditingkatkan ("non-metalik"),
sifat pereduksi zat sederhana ("metalik") melemah,
melemahkan sifat dasar hidroksida dan oksida yang sesuai,
karakter asam hidroksida dan oksida yang sesuai meningkat.

Dalam kelompok (dengan meningkatnya nomor seri)

muatan inti bertambah
jari-jari atom meningkat (hanya dalam kelompok-A),
kekuatan ikatan antara elektron dan inti berkurang (energi ionisasi; hanya pada gugus A),
keelektronegatifan berkurang (hanya pada gugus A),
melemahkan sifat pengoksidasi zat sederhana ("non-metalik"; hanya dalam kelompok-A),
sifat pereduksi zat sederhana ditingkatkan ("metalik"; hanya dalam kelompok-A),
karakter dasar hidroksida dan oksida yang sesuai meningkat (hanya dalam kelompok A),
sifat asam hidroksida dan oksida yang sesuai melemah (hanya dalam kelompok A),
stabilitas senyawa hidrogen menurun (aktivitas reduksinya meningkat; hanya pada gugus A).

Tugas dan tes pada topik "Topik 9. "Struktur atom. Hukum periodik dan sistem periodik unsur kimia D. I. Mendeleev (PSCE)"."

Hukum periodik - Hukum periodik dan struktur atom Grade 8–9
Anda harus tahu: hukum pengisian orbital dengan elektron (prinsip energi terkecil, prinsip Pauli, aturan Hund), struktur sistem periodik unsur.
Anda harus dapat: menentukan komposisi atom berdasarkan posisi unsur dalam sistem periodik, dan, sebaliknya, menemukan unsur dalam sistem periodik, mengetahui komposisinya; menggambarkan diagram struktur, konfigurasi elektron suatu atom, ion, dan sebaliknya menentukan posisi suatu unsur kimia dalam PSCE dari diagram dan konfigurasi elektron; mengkarakterisasi unsur dan zat yang terbentuk menurut posisinya dalam PSCE; menentukan perubahan jari-jari atom, sifat-sifat unsur kimia dan zat yang terbentuk dalam satu periode dan satu subkelompok utama sistem periodik.
Contoh 1 Tentukan jumlah orbital pada tingkat elektronik ketiga. Apa orbital ini?
Untuk menentukan jumlah orbital, kita menggunakan rumus N orbital = n 2 , dimana n- nomor tingkat. N orbital = 3 2 = 9. Satu 3 s-, tiga 3 p- dan lima 3 d-orbital.
Contoh 2 Tentukan atom unsur yang memiliki rumus elektron 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 .
Untuk menentukan elemen mana, Anda perlu mengetahui nomor serinya, yang sama dengan jumlah total elektron dalam atom. Dalam hal ini: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Ini adalah aluminium.
Setelah memastikan bahwa semua yang Anda butuhkan telah dipelajari, lanjutkan ke tugas. Kami berharap Anda sukses.

Literatur yang direkomendasikan:
- O. S. Gabrielyan dan lainnya Kimia, kelas 11. M., Bustard, 2002;
- G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. Kimia 11 sel. M., Pendidikan, 2001.