Struktur kulit elektron atom. Dasar-dasar struktur atom

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 DI. Mendeleev

Pelajaran: Struktur atom

Diterjemahkan dari Orang yunani, kata " atom" berarti "tidak terpisahkan". Namun, fenomena telah ditemukan yang menunjukkan kemungkinan pembagiannya. Emisi ini 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 praktis 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 nomor yang sama proton), tetapi dengan nomor berbeda neutron dalam inti.

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 diberikan massa atom dalam tanda kurung siku. Ini adalah massa atom dari isotop yang paling stabil elemen yang diberikan.

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. Berdasarkan 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 yang utama bilangan kuantum(angka 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. Bagaimana lebih banyak nomor semakin jauh elektron dari inti. 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 institusi 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 pendidikan umum institusi pendidikan/ 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?

Atom adalah partikel bermuatan listrik netral yang terdiri dari inti bermuatan positif dan elektron bermuatan negatif.

Struktur inti atom

Inti atom terdiri dari partikel dasar dua jenis: proton(p) dan neutron(n). Jumlah proton dan neutron dalam inti atom disebut nomor nukleon:
,
di mana TETAPI- nomor nukleon, N- jumlah neutron, Z adalah jumlah proton.
Proton bermuatan positif (+1), neutron tidak bermuatan (0), elektron bermuatan negatif (-1). Massa proton dan neutron kira-kira sama, mereka dianggap sama dengan 1. Massa elektron jauh lebih kecil daripada massa proton, oleh karena itu diabaikan dalam kimia, mengingat seluruh massa atom terkonsentrasi di nukleusnya.
Jumlah proton yang bermuatan positif dalam inti sama dengan jumlah elektron yang bermuatan negatif, maka atom secara keseluruhan netral secara listrik.
Atom-atom dengan muatan inti yang sama adalah unsur kimia.
Atom dari berbagai unsur disebut nuklida.
isotop- atom dari unsur yang sama, memiliki nomor nukleon yang berbeda karena jumlah neutron yang berbeda dalam nukleus.
Isotop Hidrogen

Nama	A	Z	N
Protium N	1	1	0
Deuterium D	2	1	1
Tritium T	3	1	2

peluruhan radioaktif

Inti nuklida dapat meluruh dengan pembentukan inti unsur lain, serta, atau partikel lain.
Peluruhan spontan atom-atom unsur tertentu disebut radioaktif yu, dan zat semacam itu - radioaktif dan. Radioaktivitas disertai dengan emisi partikel elementer dan gelombang elektromagnetik - radiasi G.
Persamaan peluruhan nuklir- reaksi nuklir - ditulis sebagai berikut:

Waktu yang diperlukan oleh setengah atom nuklida tertentu untuk meluruh disebut setengah hidup.
Unsur yang hanya mengandung isotop radioaktif disebut radioaktif s. Ini adalah elemen 61 dan 84-107.

Jenis peluruhan radioaktif

1) -rozpa e. -partikel dipancarkan, mis. inti atom helium. Dalam hal ini, jumlah nukleon isotop berkurang 4, dan muatan nukleus berkurang 2 unit, misalnya:

2) -rozpa e. Dalam inti yang tidak stabil, neutron berubah menjadi proton, sedangkan inti memancarkan elektron dan antineutrino. Selama -peluruhan, nomor nukleon tidak berubah, dan muatan inti meningkat 1, misalnya:

3) -rozpa e. Suatu inti yang tereksitasi memancarkan sinar dengan panjang gelombang yang sangat pendek, sedangkan energi inti berkurang, jumlah nukleon dan muatan inti tidak berubah, contoh:

Struktur kulit elektron atom dari unsur-unsur dari tiga periode pertama

Elektron memiliki sifat ganda: ia dapat berperilaku baik sebagai partikel maupun sebagai gelombang. Sebuah elektron dalam atom tidak bergerak sepanjang lintasan tertentu, tetapi dapat ditempatkan di bagian mana pun di sekitar ruang nuklir, namun, probabilitas keberadaannya di bagian yang berbeda ruang ini tidak sama. Daerah di sekitar inti yang kemungkinan terdapat elektron disebut orbit Yu.
Setiap elektron dalam atom terletak pada jarak tertentu dari inti sesuai dengan cadangan energinya. Elektron dengan bentuk energi yang kurang lebih sama energi rіvn dan, atau lapisan elektronik dan.
Jumlah tingkat energi yang diisi dengan elektron dalam atom dari unsur tertentu sama dengan jumlah periode di mana ia berada.
Jumlah elektron pada tingkat energi terluar sama dengan nomor golongan, dalamdimana elemen tersebut berada.
Dalam tingkat energi yang sama, elektron dapat berbeda bentuknya dan awan dan, atau orbit dan. Ada beberapa bentuk orbital:
s-formulir:
p-formulir:
Ada juga d-, f-orbital dan lain-lain dengan bentuk yang lebih kompleks.
Elektron dengan bentuk yang sama dari awan elektron membentuk hal yang sama pasokan energi dan: s-, p-, d-, f-sublevel.
Jumlah sublevel pada setiap level energi sama dengan jumlah level ini.
Dalam satu sublevel energi itu mungkin distribusi yang berbeda orbital di luar angkasa. Jadi, dalam sistem koordinat tiga dimensi untuk s Orbital hanya dapat memiliki satu posisi:

untuk R-orbital - tiga:

untuk d-orbital - lima, untuk f-orbital - tujuh.
Orbital mewakili:
s-tingkat bawah-
p-tingkat bawah-
d-tingkat bawah-
Sebuah elektron dalam diagram ditunjukkan oleh panah yang menunjukkan putarannya. Spin adalah perputaran elektron pada sumbunya. Hal ini ditunjukkan oleh panah: atau . Dua elektron dalam orbital yang sama ditulis tetapi tidak .
Tidak boleh ada lebih dari dua elektron dalam satu orbital ( prinsip pauli).
Prinsip Energi Terkecil th : dalam sebuah atom, setiap elektron ditempatkan sedemikian rupa sehingga energinya minimal (yang sesuai dengan ikatan terbesarnya dengan nukleus).
Sebagai contoh, distribusi elektron dalam atom klorin di:

Satu elektron tidak berpasangan menentukan valensi Klorin dalam keadaan ini - I.
Selama penerimaan energi tambahan (iradiasi, pemanasan), dimungkinkan untuk memisahkan elektron (promosi). Keadaan atom ini disebut zbudzheni m. Dalam hal ini, jumlah elektron yang tidak berpasangan meningkat dan, karenanya, valensi atom berubah.
Keadaan tereksitasi dari atom Klorin di :

Dengan demikian, di antara jumlah elektron yang tidak berpasangan, Klorin dapat memiliki valensi III, V, dan VII.

Segala sesuatu di dunia ini terdiri dari atom. Tetapi dari mana mereka berasal, dan terdiri dari apa mereka sendiri? Hari ini kami menjawab pertanyaan sederhana dan mendasar ini. Memang, banyak orang yang hidup di planet ini mengatakan bahwa mereka tidak memahami struktur atom, yang terdiri dari mereka sendiri.

Secara alami, pembaca yang budiman memahami bahwa dalam artikel ini kami mencoba menyajikan semuanya pada tingkat yang paling sederhana dan menarik, oleh karena itu kami tidak "memuat" dengan istilah ilmiah. Bagi mereka yang ingin mempelajari masalah ini lebih lanjut level profesional, kami menyarankan Anda untuk membaca literatur khusus. Namun, informasi dalam artikel ini dapat membantu studi Anda dan membuat Anda lebih terpelajar.

Atom adalah partikel materi yang berukuran mikroskopis dan bermassa, bagian terkecil dari suatu unsur kimia, yang merupakan pembawa sifat-sifatnya. Dengan kata lain, itu adalah partikel terkecil dari suatu zat yang dapat masuk ke dalam reaksi kimia.

Sejarah penemuan dan struktur

Konsep atom dikenal di Yunani kuno. Atomisme adalah teori fisika yang menyatakan bahwa semua benda material terdiri dari partikel yang tidak dapat dibagi lagi. Sebaik Yunani kuno, ide atomisme juga dikembangkan secara paralel di India Kuno.

Tidak diketahui apakah alien memberi tahu para filsuf saat itu tentang atom, atau mereka memikirkannya sendiri, tetapi ahli kimia dapat mengkonfirmasi teori ini secara eksperimental jauh kemudian - hanya pada abad ketujuh belas, ketika Eropa muncul dari jurang Inkuisisi dan Abad Pertengahan. Usia.

Untuk waktu yang lama, gagasan dominan tentang struktur atom adalah gagasan tentangnya sebagai partikel yang tidak dapat dibagi. Fakta bahwa atom masih dapat dibagi, baru menjadi jelas pada awal abad kedua puluh. Rutherford, berkat eksperimennya yang terkenal dengan pembelokan partikel alfa, mengetahui bahwa atom terdiri dari nukleus yang mengelilingi elektron. Diterima model planet atom, yang menurutnya elektron berputar di sekitar nukleus, seperti planet-planet tata surya kita di sekitar bintang.

Ide-ide modern tentang struktur atom telah berkembang jauh. Inti atom, pada gilirannya, terdiri dari partikel subatom, atau nukleon - proton dan neutron. Ini adalah nukleon yang membentuk sebagian besar atom. Pada saat yang sama, proton dan neutron juga bukan partikel yang tidak dapat dibagi, dan terdiri dari partikel dasar - quark.

Inti atom memiliki kutub positif muatan listrik, sedangkan elektron yang mengorbit adalah negatif. Dengan demikian, atom bersifat netral secara listrik.

Di bawah ini adalah diagram dasar dari struktur atom karbon.

sifat atom

Bobot

Massa atom biasanya diukur dalam satuan massa atom - a.m.u. Satuan massa atom adalah massa 1/12 dari atom karbon istirahat bebas dalam keadaan dasarnya.

Dalam kimia, untuk mengukur massa atom, konsep yang digunakan "mol". 1 mol adalah jumlah suatu zat yang jumlah atomnya sama dengan bilangan Avogadro.

Ukuran

Atom sangat kecil. Jadi, atom terkecil adalah atom Helium, jari-jarinya adalah 32 pikometer. Atom terbesar adalah atom cesium, yang memiliki jari-jari 225 pikometer. Awalan pico berarti sepuluh hingga dua belas minus! Artinya, jika 32 meter dikurangi seribu miliar kali, kita akan mendapatkan ukuran jari-jari atom helium.

Pada saat yang sama, skala hal-hal sedemikian rupa sehingga, pada kenyataannya, atom terdiri dari 99% kekosongan. Nukleus dan elektron menempati bagian yang sangat kecil dari volumenya. Sebagai ilustrasi, mari kita lihat sebuah contoh. Jika Anda membayangkan sebuah atom berbentuk stadion Olimpiade di Beijing (atau mungkin tidak di Beijing, bayangkan saja sebuah stadion besar), maka inti atom ini akan menjadi ceri yang terletak di tengah lapangan. Orbit elektron kemudian akan berada di suatu tempat di tingkat tribun atas, dan ceri akan berbobot 30 juta ton. Mengesankan, bukan?

Dari mana asal atom?

Seperti yang Anda ketahui, sekarang berbagai atom dikelompokkan dalam tabel periodik. Ia memiliki 118 (dan jika dengan elemen yang diprediksi, tetapi belum ditemukan - 126), tidak termasuk isotop. Tapi itu tidak selalu begitu.

Pada awal pembentukan Semesta, tidak ada atom, dan terlebih lagi, hanya ada partikel dasar, yang berinteraksi satu sama lain di bawah pengaruh suhu yang sangat besar. Seperti yang akan dikatakan penyair, itu adalah pendewaan partikel yang nyata. Dalam tiga menit pertama keberadaan Semesta, karena penurunan suhu dan kebetulan sejumlah besar faktor, proses nukleosintesis primer dimulai, ketika elemen pertama muncul dari partikel elementer: hidrogen, helium, lithium dan deuterium (hidrogen berat). Dari unsur-unsur inilah bintang-bintang pertama terbentuk, di dalamnya reaksi termonuklir terjadi, akibatnya hidrogen dan helium "terbakar", membentuk unsur-unsur yang lebih berat. Jika bintang itu cukup besar, maka ia mengakhiri hidupnya dengan apa yang disebut ledakan "supernova", akibatnya atom-atom dikeluarkan ke ruang sekitarnya. Dan ternyata seluruh tabel periodik.

Jadi, kita dapat mengatakan bahwa semua atom penyusun kita pernah menjadi bagian dari bintang purba.

Mengapa inti atom tidak meluruh?

Dalam fisika, ada empat jenis interaksi mendasar antara partikel dan benda yang mereka buat. Ini adalah interaksi kuat, lemah, elektromagnetik dan gravitasi.

Berkat interaksi yang kuat, yang memanifestasikan dirinya pada skala inti atom dan bertanggung jawab atas daya tarik antar nukleon, atom adalah "kacang yang tangguh".

Belum lama berselang, orang menyadari bahwa ketika inti atom terbelah, energi yang sangat besar dilepaskan. Pembelahan inti atom berat merupakan sumber energi dalam reaktor nuklir dan senjata nuklir.

Jadi, teman-teman, setelah memperkenalkan Anda pada struktur dan dasar-dasar struktur atom, kami hanya dapat mengingatkan Anda bahwa kami siap membantu Anda kapan saja. Tidak masalah, Anda harus menyelesaikan diploma di fisika nuklir, atau kontrol terkecil - situasi berbeda, tetapi ada jalan keluar dari situasi apa pun. Pikirkan tentang skala Semesta, pesan pekerjaan di Zaochnik dan ingat - tidak ada alasan untuk khawatir.

(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 keteraturan urutan pengisian Sistem periodik unsur 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 dibentuk oleh unsur tertentu ketika berinteraksi dengan unsur lain, struktur ruang 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 dari gunakan notasi berikut: 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)

Konsep atom muncul di dunia kuno untuk menunjuk partikel materi. Dalam bahasa Yunani, atom berarti "tidak dapat dibagi".

elektron

Fisikawan Irlandia Stoney, berdasarkan eksperimen, sampai pada kesimpulan bahwa listrik dibawa oleh partikel terkecil yang ada di atom semua unsur kimia. Dalam $1891, Stoney mengusulkan untuk menyebut partikel-partikel ini elektron, yang dalam bahasa Yunani berarti "kuning".

Beberapa tahun setelah elektron mendapatkan namanya, fisikawan Inggris Joseph Thomson dan fisikawan Prancis Jean Perrin membuktikan bahwa elektron membawa muatan negatif. Ini adalah muatan negatif terkecil, yang dalam kimia dianggap sebagai unit $(–1)$. Thomson bahkan berhasil menentukan kecepatan elektron (sama dengan kecepatan cahaya - $300.000 km/s) dan massa elektron ($1836 kali lebih kecil dari massa atom hidrogen).

Thomson dan Perrin menghubungkan kutub sumber arus dengan dua piring logam- katoda dan anoda disolder ke dalam tabung gelas, dari mana udara dievakuasi. Ketika tegangan sekitar 10 ribu volt diterapkan ke pelat elektroda, pelepasan bercahaya melintas di dalam tabung, dan partikel terbang dari katoda (kutub negatif) ke anoda (kutub positif), yang pertama kali disebut para ilmuwan. sinar katoda, dan kemudian menemukan bahwa itu adalah aliran elektron. Elektron, mengenai zat khusus yang diterapkan, misalnya, ke layar TV, menyebabkan cahaya.

Kesimpulan dibuat: elektron melarikan diri dari atom bahan dari mana katoda dibuat.

Elektron bebas atau fluksnya dapat diperoleh dengan cara lain, misalnya dengan pijar kawat logam atau ketika cahaya jatuh pada logam yang dibentuk oleh unsur-unsur dari subkelompok utama golongan I dari tabel periodik (misalnya, cesium).

Keadaan elektron dalam atom

Keadaan elektron dalam atom dipahami sebagai kumpulan informasi tentang energi elektron spesifik dalam ruang angkasa di mana ia berada. Kita telah mengetahui bahwa elektron dalam atom tidak memiliki lintasan gerak, yaitu hanya bisa berbicara tentang kemungkinan menemukannya di ruang sekitar nukleus. Itu dapat ditempatkan di bagian mana pun dari ruang yang mengelilingi nukleus ini, dan totalitas dari berbagai posisinya dianggap sebagai awan elektron dengan kerapatan muatan negatif tertentu. Secara kiasan, hal ini dapat dibayangkan sebagai berikut: jika memungkinkan untuk memotret posisi elektron dalam atom dalam seperseratus atau sepersejuta detik, seperti pada foto akhir, maka elektron dalam foto tersebut akan direpresentasikan sebagai sebuah titik. Melapisi foto-foto seperti itu yang tak terhitung jumlahnya akan menghasilkan gambar awan elektron dengan kepadatan tertinggi di mana terdapat sebagian besar titik-titik ini.

Gambar menunjukkan "potongan" dari kerapatan elektron seperti itu dalam atom hidrogen yang melewati inti, dan garis putus-putus membatasi bola di mana probabilitas menemukan elektron adalah $90%$. Kontur terdekat dengan nukleus mencakup wilayah ruang di mana probabilitas menemukan elektron adalah $10%$, probabilitas menemukan elektron di dalam kontur kedua dari nukleus adalah $20%$, di dalam kontur ketiga - $≈30 %$, dll. Ada beberapa ketidakpastian dalam keadaan elektron. Untuk mengkarakterisasi keadaan khusus ini, fisikawan Jerman W. Heisenberg memperkenalkan konsep prinsip ketidakpastian, yaitu menunjukkan bahwa tidak mungkin untuk menentukan secara bersamaan dan tepat energi dan lokasi elektron. Semakin akurat energi suatu elektron ditentukan, semakin tidak pasti posisinya, dan sebaliknya, setelah menentukan posisinya, tidak mungkin untuk menentukan energi elektron. Wilayah probabilitas deteksi elektron tidak memiliki batas yang jelas. Namun, adalah mungkin untuk memilih ruang di mana kemungkinan menemukan elektron adalah maksimum.

ruang di sekitar inti atom di mana elektron paling mungkin ditemukan disebut orbital.

Ini berisi sekitar $90%$ dari awan elektron, yang berarti bahwa sekitar $90%$ elektron berada di bagian ruang ini. Menurut bentuknya, $4$ dari jenis orbital yang dikenal saat ini dibedakan, yang dilambangkan dengan huruf Latin $s, p, d$ dan $f$. Sebuah representasi grafis dari beberapa bentuk orbital elektronik ditunjukkan pada gambar.

Karakteristik paling penting dari gerak elektron dalam orbit tertentu adalah energi hubungannya dengan nukleus. Elektron dengan nilai energi yang sama membentuk satu lapisan elektronik, atau tingkat energi. Tingkat energi diberi nomor mulai dari inti: $1, 2, 3, 4, 5, 6$ dan $7.

Bilangan bulat $n$ yang menunjukkan jumlah tingkat energi disebut bilangan kuantum utama.

Ini mencirikan energi elektron yang menempati tingkat energi tertentu. Elektron pada tingkat energi pertama, yang paling dekat dengan inti, memiliki energi paling rendah. Dibandingkan dengan elektron tingkat pertama, elektron tingkat berikutnya dicirikan oleh sejumlah besar energi. Akibatnya, elektron dari tingkat terluar adalah yang paling tidak terikat kuat pada inti atom.

Jumlah tingkat energi (lapisan elektronik) dalam sebuah atom sama dengan jumlah periode dalam sistem D. I. Mendeleev, yang menjadi milik unsur kimia: atom-atom unsur periode pertama memiliki satu tingkat energi; periode kedua - dua; periode ketujuh - tujuh.

Jumlah elektron terbesar dalam tingkat energi ditentukan oleh rumus:

di mana $N$ adalah jumlah elektron maksimum; $n$ adalah nomor level, atau bilangan kuantum utama. Akibatnya: tingkat energi pertama yang paling dekat dengan nukleus dapat berisi tidak lebih dari dua elektron; pada yang kedua - tidak lebih dari $8$; pada yang ketiga - tidak lebih dari $18$; pada keempat - tidak lebih dari $32$. Dan bagaimana, pada gilirannya, tingkat energi (lapisan elektronik) diatur?

Mulai dari tingkat energi kedua $(n = 2)$, masing-masing tingkat dibagi lagi menjadi sublevel (sublapisan), sedikit berbeda satu sama lain oleh energi ikat dengan nukleus.

Jumlah sublevel sama dengan nilai bilangan kuantum utama: tingkat energi pertama memiliki satu sub tingkat; yang kedua - dua; ketiga - tiga; keempat adalah empat. Sublevel, pada gilirannya, dibentuk oleh orbital.

Setiap nilai $n$ sesuai dengan jumlah orbital yang sama dengan $n^2$. Menurut data yang disajikan dalam tabel, adalah mungkin untuk melacak hubungan antara bilangan kuantum utama $n$ dan jumlah sublevel, jenis dan jumlah orbital, dan jumlah maksimum elektron per sublevel dan level.

Nomor kuantum utama, jenis dan jumlah orbital, jumlah maksimum elektron pada sublevel dan level.

Tingkat energi $(n)$	Jumlah sublevel sama dengan $n$	Tipe orbit	Jumlah orbital		Jumlah maksimum elektron
			di sublevel	di tingkat yang sama dengan $n^2$	di sublevel	pada tingkat yang sama dengan $n^2$
$K(n=1)$	$1$	$1s$	$1$	$1$	$2$	$2$
$L(n=2)$	$2$	$2s$	$1$	$4$	$2$	$8$
		$2p$	$3$		$6$
$M(n=3)$	$3$	$3s$	$1$	$9$	$2$	$18$
		$3p$	$3$		$6$
		$3d$	$5$		$10$
$N(n=4)$	$4$	$4s$	$1$	$16$	$2$	$32$
		$4p$	$3$		$6$
		$4d$	$5$		$10$
		$4f$	$7$		$14$

Merupakan kebiasaan untuk menunjuk sublevel dalam huruf Latin, serta bentuk orbital yang terdiri dari: $s, p, d, f$. Jadi:

$s$-sublevel - sublevel pertama dari setiap tingkat energi yang paling dekat dengan inti atom, terdiri dari satu $s$-orbital;
$p$-sublevel - sublevel kedua dari masing-masing, kecuali yang pertama, tingkat energi, terdiri dari tiga orbital $p$;
$d$-sublevel - masing-masing sublevel ketiga, mulai dari tingkat energi ketiga, terdiri dari lima orbital $d$;
Sublevel $f$ masing-masing, mulai dari tingkat energi keempat, terdiri dari tujuh orbital $f$.

inti atom

Tetapi tidak hanya elektron yang merupakan bagian dari atom. Fisikawan Henri Becquerel menemukan bahwa mineral alami yang mengandung garam uranium juga memancarkan radiasi yang tidak diketahui, menerangi film fotografi yang tertutup dari cahaya. Fenomena ini disebut radioaktivitas.

Ada tiga jenis sinar radioaktif:

$α$-rays, yang terdiri dari $α$-partikel yang memiliki muatan $2$ kali lebih besar dari muatan elektron, tetapi dengan tanda positif, dan massa $4$ kali lebih besar dari massa atom hidrogen;
$β$-rays adalah aliran elektron;
$γ$-sinar - gelombang elektromagnetik dengan massa yang dapat diabaikan, tidak membawa muatan listrik.

Akibatnya, atom memiliki struktur yang kompleks - terdiri dari inti bermuatan positif dan elektron.

Bagaimana susunan atom?

Pada tahun 1910 di Cambridge, dekat London, Ernest Rutherford bersama murid-murid dan rekan-rekannya mempelajari hamburan partikel $α$ yang melewati kertas emas tipis dan jatuh di layar. Partikel alfa biasanya menyimpang dari arah aslinya hanya satu derajat, yang menegaskan, tampaknya, keseragaman dan keseragaman sifat-sifat atom emas. Dan tiba-tiba para peneliti memperhatikan bahwa beberapa partikel $α$ tiba-tiba mengubah arah jalannya, seolah-olah menabrak semacam rintangan.

Dengan menempatkan layar di depan foil, Rutherford mampu mendeteksi bahkan kasus langka ketika partikel $α$, yang dipantulkan dari atom emas, terbang ke arah yang berlawanan.

Perhitungan menunjukkan bahwa fenomena yang diamati dapat terjadi jika seluruh massa atom dan semua muatan positifnya terkonsentrasi di inti pusat yang kecil. Jari-jari nukleus ternyata 100.000 kali lebih kecil dari jari-jari seluruh atom, area di mana terdapat elektron yang bermuatan negatif. Jika kita menerapkan perbandingan kiasan, maka seluruh volume atom dapat disamakan dengan stadion Luzhniki, dan nukleus dapat diibaratkan seperti bola sepak yang terletak di tengah lapangan.

Sebuah atom dari setiap unsur kimia sebanding dengan atom kecil tata surya. Oleh karena itu, model atom seperti itu, yang diusulkan oleh Rutherford, disebut planetary.

Proton dan neutron

Ternyata inti atom kecil, di mana seluruh massa atom terkonsentrasi, terdiri dari partikel dari dua jenis - proton dan neutron.

Proton memiliki muatan yang sama dengan muatan elektron, tetapi berlawanan tanda $(+1)$, dan massa yang sama dengan massa atom hidrogen (diterima dalam kimia sebagai satu unit). Proton dilambangkan dengan $↙(1)↖(1)p$ (atau $р+$). neutron tidak membawa muatan, mereka netral dan memiliki massa yang sama dengan massa proton, mis. $1$. Neutron dilambangkan dengan $↙(0)↖(1)n$ (atau $n^0$).

Proton dan neutron secara kolektif disebut nukleon(dari lat. inti- inti).

Jumlah proton dan neutron dalam suatu atom disebut nomor massa. Misalnya, nomor massa atom aluminium:

Karena massa elektron, yang dapat diabaikan, dapat diabaikan, jelaslah bahwa seluruh massa atom terkonsentrasi di dalam nukleus. Elektron dilambangkan sebagai berikut: $e↖(-)$.

Karena atom bersifat netral secara listrik, jelas juga bahwa bahwa jumlah proton dan elektron dalam suatu atom adalah sama. Sama dengan nomor atom unsur kimia ditugaskan kepadanya di Sistem periodik. Misalnya, inti atom besi mengandung $26$ proton, dan $26$ elektron berputar mengelilingi inti. Dan bagaimana cara menentukan jumlah neutron?

Seperti yang Anda ketahui, massa atom adalah jumlah massa proton dan neutron. Mengetahui nomor urut elemen $(Z)$, mis. jumlah proton, dan nomor massa $(A)$, sama dengan jumlah jumlah proton dan neutron, Anda dapat menemukan jumlah neutron $(N)$ menggunakan rumus:

Misalnya, jumlah neutron dalam atom besi adalah:

$56 – 26 = 30$.

Tabel menunjukkan karakteristik utama partikel elementer.

Sifat dasar partikel elementer.

isotop

Varietas atom dari unsur yang sama yang memiliki muatan inti yang sama tetapi nomor massa yang berbeda disebut isotop.

Kata isotop terdiri dari dua kata Yunani:iso- sama dan topos- tempat, berarti "menempati satu tempat" (sel) dalam sistem periodik unsur.

Unsur kimia yang ditemukan di alam adalah campuran isotop. Jadi, karbon memiliki tiga isotop dengan massa $12, 13, 14$; oksigen - tiga isotop dengan massa $16, 17, 18$, dll.

Biasanya diberikan dalam sistem Periodik, massa atom relatif suatu unsur kimia adalah nilai rata-rata massa atom dari campuran alami isotop dari unsur tertentu, dengan mempertimbangkan kelimpahan relatifnya di alam, oleh karena itu, nilai massa atom cukup sering fraksional. Misalnya, atom klorin alami adalah campuran dari dua isotop - $35$ (ada $75%$ di alam) dan $37 (ada $25%$); oleh karena itu, massa atom relatif klorin adalah $35,5. Isotop klorin ditulis sebagai berikut:

$↖(35)↙(17)(Cl)$ dan $↖(37)↙(17)(Cl)$

Sifat kimia isotop klorin persis sama dengan isotop sebagian besar unsur kimia, seperti kalium, argon:

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

Namun, sifat isotop hidrogen sangat berbeda karena peningkatan lipat dramatis dalam massa atom relatifnya; mereka bahkan telah diberi nama individu dan tanda-tanda kimia: protium - $↖(1)↙(1)(H)$; deuterium - $↖(2)↙(1)(H)$, atau $↖(2)↙(1)(D)$; tritium - $↖(3)↙(1)(H)$, atau $↖(3)↙(1)(T)$.

Sekarang dimungkinkan untuk memberikan definisi unsur kimia yang modern, lebih ketat dan ilmiah.

Unsur kimia adalah kumpulan atom dengan muatan inti yang sama.

Struktur kulit elektron atom dari unsur-unsur dari empat periode pertama

Pertimbangkan pemetaan konfigurasi elektronik atom-atom unsur dengan periode sistem D. I. Mendeleev.

Unsur periode pertama.

Skema struktur elektronik atom menunjukkan distribusi elektron di atas lapisan elektronik (tingkat energi).

Rumus elektronik atom menunjukkan distribusi elektron di atas tingkat energi dan sublevel.

Rumus elektronik grafis atom menunjukkan distribusi elektron tidak hanya di tingkat dan sublevel, tetapi juga di orbital.

Dalam atom helium, lapisan elektron pertama selesai - ia memiliki elektron $2$.

Hidrogen dan helium adalah elemen $s$, atom-atom ini memiliki orbital $s$ yang diisi dengan elektron.

Unsur periode kedua.

Untuk semua unsur periode kedua, lapisan elektron pertama terisi, dan elektron mengisi orbital $s-$ dan $p$ dari lapisan elektron kedua sesuai dengan prinsip energi terkecil (pertama $s$, dan kemudian $p$) dan aturan Pauli and Hund.

Dalam atom neon, lapisan elektron kedua selesai - ia memiliki elektron $8$.

Unsur periode ketiga.

Untuk atom unsur periode ketiga, lapisan elektron pertama dan kedua selesai, sehingga lapisan elektron ketiga terisi, di mana elektron dapat menempati sublevel 3s-, 3p- dan 3d.

Struktur kulit elektron atom unsur-unsur periode ketiga.

Orbital elektron $3.5$ diselesaikan pada atom magnesium. $Na$ dan $Mg$ adalah elemen $s$.

Untuk aluminium dan unsur-unsur berikutnya, sublevel $3d$ diisi dengan elektron.

$↙(18)(Ar)$ Argon

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

Dalam atom argon, lapisan terluar (lapisan elektron ketiga) memiliki elektron $8$. Setelah lapisan terluar selesai, tetapi secara total, pada lapisan elektron ketiga, seperti yang telah Anda ketahui, mungkin ada 18 elektron, yang berarti bahwa unsur-unsur periode ketiga memiliki orbital $3d$ yang tidak terisi.

Semua elemen dari $Al$ hingga $Ar$ - $p$ -elemen.

$s-$ dan $r$ -elemen membentuk subgrup utama dalam sistem periodik.

Unsur periode keempat.

Atom kalium dan kalsium memiliki lapisan elektron keempat, sublevel $4s$ terisi, karena ia memiliki lebih sedikit energi daripada sublevel $3d$. Untuk menyederhanakan rumus elektronik grafis dari atom-atom unsur periode keempat:

kami menyatakan secara kondisional rumus elektronik grafis argon sebagai berikut: $Ar$;
kami tidak akan menggambarkan sublevel yang tidak diisi untuk atom-atom ini.

$K, Ca$ - $s$ -elemen, termasuk dalam subkelompok utama. Untuk atom dari $Sc$ sampai $Zn$, sublevel 3d diisi dengan elektron. Ini adalah elemen $3d$. Mereka termasuk dalam subkelompok samping, lapisan elektron pra-eksternal mereka terisi, mereka disebut elemen transisi.

Perhatikan struktur kulit elektron atom krom dan tembaga. Di dalamnya, satu elektron "jatuh" dari $4s-$ ke sublevel $3d$, yang dijelaskan oleh stabilitas energi yang lebih besar dari konfigurasi elektronik $3d^5$ dan $3d^(10)$:

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

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

Simbol elemen, nomor seri, nama	Diagram struktur elektronik	rumus elektronik	Rumus elektronik grafis
$↙(19)(K)$ Kalium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$
$↙(20)(C)$ Kalsium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$
$↙(21)(Sc)$ Skandium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ atau $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$
$↙(22)(Ti)$ Titanium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ atau $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$
$↙(23)(V)$ Vanadium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ atau $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$
$↙(24)(Cr)$ Chrome		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ atau $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$
$↙(29)(Сu)$ Chromium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ atau $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$
$↙(30)(Zn)$ Seng		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ atau $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$
$↙(31)(Ga)$ Galium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ atau $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$
$↙(36)(Kr)$ Kripton		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ atau $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$

Dalam atom seng, lapisan elektron ketiga lengkap - semua sublevel $3s, 3p$ dan $3d$ terisi di dalamnya, total ada $18 elektron pada mereka.

Dalam unsur-unsur berikut seng, lapisan elektron keempat, sublevel $4p$, terus terisi. Elemen dari $Ga$ hingga $Kr$ - $r$ -elemen.

Lapisan luar (keempat) atom kripton selesai, ia memiliki $8$ elektron. Tapi hanya di lapisan elektron keempat, seperti yang Anda tahu, bisa ada $32$ elektron; atom kripton masih memiliki $4d-$ dan $4f$-sublevel yang belum terisi.

Unsur-unsur periode kelima mengisi sublevel dalam urutan berikut: $5s → 4d → 5р$. Dan ada juga pengecualian terkait dengan "kegagalan" elektron, untuk $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙( 46) Pd$, $↙(47)Ag$. $f$ muncul di periode keenam dan ketujuh -elemen, yaitu elemen yang $4f-$ dan $5f$-sublevel dari lapisan elektronik luar ketiga sedang diisi, masing-masing.

$4f$ -elemen ditelepon lantanida.

$5f$ -elemen ditelepon aktinida.

Urutan pengisian sublevel elektronik dalam atom unsur periode keenam: $↙(55)Cs$ dan $↙(56)Ba$ - $6s$-elemen; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-elemen; $↙(58)Ce$ – $↙(71)Lu - 4f$-elemen; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-elemen; $↙(81)Т1$ – $↙(86)Rn - 6d$-elemen. Tetapi bahkan di sini ada elemen di mana urutan pengisian orbital elektron dilanggar, yang, misalnya, dikaitkan dengan stabilitas energi yang lebih besar dari setengah dan sublevel $f$ yang terisi penuh, yaitu. $nf^7$ dan $nf^(14)$.

Bergantung pada sublevel atom mana yang terakhir diisi dengan elektron, semua elemen, seperti yang telah Anda pahami, dibagi menjadi empat keluarga elektronik, atau blok:

$s$ -elemen;$s$-sublevel diisi dengan elektron tingkat eksternal atom; $s$-elemen termasuk hidrogen, helium, dan elemen dari subgrup utama grup I dan II;
$r$ -elemen; sublevel $p$ dari tingkat terluar atom diisi dengan elektron; $p$-elemen termasuk elemen dari subgrup utama grup III–VIII;
$d$ -elemen; sublevel $d$ dari level praeksternal atom diisi dengan elektron; $d$-elemen termasuk elemen subgrup sekunder grup I–VIII, mis. elemen dari dekade yang diselingi dari periode besar yang terletak di antara elemen $s-$ dan $p-$. Mereka juga disebut elemen transisi;
$f$ -elemen;$f-$sublevel dari tingkat ketiga atom di luar diisi dengan elektron; ini termasuk lantanida dan aktinida.

Konfigurasi elektron atom. Keadaan dasar dan keadaan tereksitasi atom

Fisikawan Swiss W. Pauli pada $1925 menetapkan bahwa Sebuah atom dapat memiliki paling banyak dua elektron dalam satu orbital. memiliki putaran berlawanan (antiparalel) (diterjemahkan dari bahasa Inggris sebagai spindel), mis. memiliki sifat-sifat seperti itu yang dapat dibayangkan secara kondisional sebagai rotasi elektron di sekitar sumbu imajinernya searah jarum jam atau berlawanan arah jarum jam. Prinsip ini disebut prinsip Pauli.

Jika ada satu elektron dalam orbital, maka itu disebut tidak berpasangan, jika dua, maka ini elektron berpasangan, yaitu elektron dengan spin yang berlawanan.

Gambar tersebut menunjukkan diagram pembagian tingkat energi menjadi sublevel.

$s-$ mengorbit, seperti yang sudah Anda ketahui, memiliki bentuk bola. Elektron atom hidrogen $(n = 1)$ terletak pada orbital ini dan tidak berpasangan. Menurut ini miliknya rumus elektronik, atau konfigurasi elektronik, ditulis seperti ini: $1s^1$. Dalam rumus elektronik, angka tingkat energi ditunjukkan dengan angka di depan huruf $ (1 ...) $, huruf latin menunjukkan sublevel (jenis orbital), dan nomor, yang ditulis di kanan atas huruf (sebagai eksponen), menunjukkan jumlah elektron di sublevel.

Untuk atom helium He, yang memiliki dua elektron berpasangan pada orbital $s-$ yang sama, rumusnya adalah: $1s^2$. Kulit elektron atom helium lengkap dan sangat stabil. Helium adalah gas mulia. Tingkat energi kedua $(n = 2)$ memiliki empat orbital, satu $s$ dan tiga $p$. Elektron orbital $s$ tingkat kedua ($2s$-orbital) memiliki energi yang lebih tinggi, karena berada pada jarak yang lebih jauh dari inti daripada elektron dari orbital $1s$ $(n = 2)$. Secara umum, untuk setiap nilai $n$, ada satu orbital $s-$, tetapi dengan jumlah energi elektron yang sesuai dan, oleh karena itu, dengan diameter yang sesuai, tumbuh sebagai nilai $n$.$s -$Orbital meningkat, seperti yang sudah Anda ketahui , memiliki bentuk bola. Elektron atom hidrogen $(n = 1)$ terletak pada orbital ini dan tidak berpasangan. Oleh karena itu, rumus elektroniknya, atau konfigurasi elektronnya, ditulis sebagai berikut: $1s^1$. Dalam rumus elektronik, jumlah tingkat energi ditunjukkan dengan angka di depan huruf $ (1 ...) $, huruf latin menunjukkan sublevel (tipe orbital), dan angka yang ditulis di sebelah kanan huruf (sebagai eksponen) menunjukkan jumlah elektron di sublevel.

Untuk atom helium $He$, yang memiliki dua elektron berpasangan pada orbital $s-$ yang sama, rumusnya adalah: $1s^2$. Kulit elektron atom helium lengkap dan sangat stabil. Helium adalah gas mulia. Tingkat energi kedua $(n = 2)$ memiliki empat orbital, satu $s$ dan tiga $p$. Elektron orbital $s-$ dari tingkat kedua ($2s$-orbital) memiliki energi yang lebih tinggi, karena berada pada jarak yang lebih jauh dari inti daripada elektron dari orbital $1s$ $(n = 2)$. Secara umum, untuk setiap nilai $n$ ada satu orbital $s-$, tetapi dengan jumlah energi elektron yang sesuai di dalamnya dan, oleh karena itu, dengan diameter yang sesuai, tumbuh seiring dengan peningkatan nilai $n$.

$r-$ mengorbit Ini memiliki bentuk halter, atau volume delapan. Ketiga orbital $p$ terletak di dalam atom yang saling tegak lurus sepanjang koordinat spasial yang ditarik melalui inti atom. Perlu ditekankan lagi bahwa setiap tingkat energi (lapisan elektronik), mulai dari $n= 2$, memiliki tiga orbital $p$. Ketika nilai $n$ meningkat, elektron menempati orbital $p$ yang terletak pada jarak yang jauh dari inti dan diarahkan sepanjang sumbu $x, y, z$.

Untuk elemen periode kedua $(n = 2)$, satu orbital $s$ pertama terisi, dan kemudian tiga orbital $p$; rumus elektronik $Li: 1s^(2)2s^(1)$. Elektron $2s^1$ kurang terikat pada inti atom, sehingga atom litium dapat dengan mudah melepaskannya (seperti yang mungkin Anda ingat, proses ini disebut oksidasi), berubah menjadi ion litium $Li^+$.

Pada atom berilium Be, elektron keempat juga ditempatkan pada orbital $2s$: $1s^(2)2s^(2)$. Dua elektron terluar atom berilium mudah terlepas - $B^0$ dioksidasi menjadi kation $Be^(2+)$.

Elektron kelima dari atom boron menempati orbital $2p$: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$. Selanjutnya, orbital $2p$ dari atom $C, N, O, F$ terisi, yang diakhiri dengan gas mulia neon: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$.

Untuk unsur periode ketiga, masing-masing orbital $3s-$ dan $3p$ terisi. Lima orbital $d$-dari tingkat ketiga tetap bebas:

$↙(11)Na 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,

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

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

Kadang-kadang, dalam diagram yang menggambarkan distribusi elektron dalam atom, hanya jumlah elektron pada setiap tingkat energi yang ditunjukkan, mis. tulislah rumus elektronik singkatan atom unsur kimia, berbeda dengan rumus elektronik lengkap di atas, misalnya:

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

Untuk unsur periode besar (keempat dan kelima), dua elektron pertama masing-masing menempati orbital $4s-$ dan $5s$: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2 , 8, 18, 8, 2$. Dimulai dengan elemen ketiga masing-masing periode panjang, sepuluh elektron berikutnya masing-masing akan pergi ke orbital $3d-$ dan $4d-$ sebelumnya (untuk unsur-unsur subkelompok samping): $↙(23)V 2, 8, 11, 2;$ $↙(26) Rr 2, 8, 14, 2;$ $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙(43)Tc 2, 8, 18, 13, 2$. Sebagai aturan, ketika sublevel $d$ sebelumnya terisi, sublevel luar (masing-masing $4p-$ dan $5p-$) $p-$akan mulai terisi: $↙(33)As 2, 8, 18, 5;$ $ (52)Te 2, 8, 18, 18, 6$.

Untuk elemen periode besar - keenam dan ketujuh yang tidak lengkap - level dan sublevel elektronik diisi dengan elektron, sebagai aturan, sebagai berikut: dua elektron pertama memasuki sublevel $s-$ terluar: $↙(56)Ba 2, 8 , 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1$; satu elektron berikutnya (untuk $La$ dan $Ca$) ke sublevel $d$ sebelumnya: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ dan $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2$.

Kemudian elektron $14$ berikutnya akan memasuki tingkat energi ketiga dari luar, orbital $4f$ dan $5f$ masing-masing dari lantonida dan aktinida: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2 ;$ $↙(92 )U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2$.

Kemudian tingkat energi kedua dari luar ($d$-sublevel) akan mulai terbentuk lagi untuk elemen-elemen dari subkelompok samping: $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙( 104) Rf 2, 8, 18, 32, 32, 10, 2$. Dan akhirnya, hanya setelah sublevel $d$ terisi penuh dengan sepuluh elektron, sublevel $p$ akan terisi kembali: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.

Sangat sering, struktur kulit elektron atom digambarkan menggunakan energi atau sel kuantum - mereka menuliskan apa yang disebut rumus elektronik grafis. Untuk catatan ini, notasi berikut digunakan: setiap sel kuantum dilambangkan dengan sel yang sesuai dengan satu orbital; setiap elektron ditunjukkan oleh panah yang sesuai dengan arah putaran. Saat merekam grafik rumus elektronik dua aturan yang perlu diingat: prinsip pauli, yang menurutnya sel (orbital) tidak dapat memiliki lebih dari dua elektron, tetapi dengan putaran antiparalel, dan F. Aturan Hund, yang menurutnya elektron menempati sel bebas terlebih dahulu satu per satu dan pada saat yang sama memiliki nilai yang sama berputar, dan baru kemudian mereka berpasangan, tetapi putaran, menurut prinsip Pauli, sudah akan berlawanan arah.