La struttura dell'atomo, legame chimico, valenza e struttura delle molecole. La struttura degli atomi degli elementi chimici

Film didattici documentari. Serie "Fisica".

Atomo (dal greco atomos - indivisibile) - una particella uninucleare, chimicamente indivisibile elemento chimico, il portatore delle proprietà della materia. Le sostanze sono costituite da atomi. L'atomo stesso è costituito da un nucleo caricato positivamente e da una nuvola di elettroni caricata negativamente. In generale, l'atomo è elettricamente neutro. La dimensione di un atomo è completamente determinata dalla dimensione della sua nuvola di elettroni, poiché la dimensione del nucleo è trascurabile rispetto alla dimensione della nuvola di elettroni. Il nucleo è costituito da Z protoni carichi positivamente (la carica protonica corrisponde a +1 nelle unità convenzionali) e N neutroni che non portano una carica (protoni e neutroni sono chiamati nucleoni). Pertanto, la carica del nucleo è determinata solo dal numero di protoni ed è uguale al numero seriale dell'elemento nella tavola periodica. La carica positiva del nucleo è compensata da elettroni caricati negativamente (carica elettronica -1 in unità arbitrarie), che formano una nuvola di elettroni. Il numero di elettroni è uguale al numero di protoni. Le masse di protoni e neutroni sono uguali (rispettivamente 1 e 1 amu).

La massa di un atomo è determinata dalla massa del suo nucleo, poiché la massa di un elettrone è circa 1850 volte inferiore alla massa di un protone e di un neutrone e raramente viene presa in considerazione nei calcoli. Il numero di neutroni può essere trovato dalla differenza tra la massa di un atomo e il numero di protoni (N=A-Z). Il tipo di atomi di qualsiasi elemento chimico con un nucleo costituito da rigorosamente un certo numero protoni (Z) e neutroni (N) è chiamato nuclide.

Prima di studiare le proprietà dell'elettrone e le regole per la formazione dei livelli elettronici, è necessario toccare la storia della formazione delle idee sulla struttura dell'atomo. Non considereremo l'intera storia della formazione della struttura atomica, ma ci soffermeremo solo sulle idee più rilevanti e "corrette" che possono mostrare più chiaramente come si trovano gli elettroni nell'atomo. La presenza degli atomi come costituenti elementari della materia fu suggerita per la prima volta dagli antichi filosofi greci. Successivamente, la storia della struttura dell'atomo ha attraversato un percorso difficile e idee diverse, come l'indivisibilità dell'atomo, il modello Thomson dell'atomo e altri. Il modello dell'atomo proposto da Ernest Rutherford nel 1911 si rivelò il più vicino. Ha paragonato l'atomo a sistema solare, dove il nucleo di un atomo fungeva da sole e gli elettroni si muovevano attorno ad esso come pianeti. Posizionare gli elettroni in orbite stazionarie è stato un passo molto importante per comprendere la struttura dell'atomo. Tuttavia, tale modello planetario la struttura dell'atomo era in conflitto con la meccanica classica. Il fatto è che quando un elettrone si muoveva in orbita, doveva perdere energia potenziale e alla fine "cadere" sul nucleo e l'atomo doveva cessare di esistere. Tale paradosso è stato eliminato dall'introduzione dei postulati di Niels Bohr. Secondo questi postulati, l'elettrone si muoveva in orbite stazionarie attorno al nucleo e in condizioni normali non assorbiva né emetteva energia. I postulati mostrano che le leggi della meccanica classica non sono adatte a descrivere l'atomo. Questo modello dell'atomo è chiamato modello di Bohr-Rutherford. continuazione struttura planetaria atomo è il modello quantomeccanico dell'atomo, secondo il quale considereremo l'elettrone.

L'elettrone è una quasi-particella che mostra il dualismo dell'onda corpuscolare. È allo stesso tempo una particella (corpuscolo) e un'onda. Le proprietà di una particella includono la massa di un elettrone e la sua carica e le proprietà dell'onda: la capacità di diffrazione e interferenza. La relazione tra l'onda e le proprietà corpuscolari di un elettrone si riflette nell'equazione di de Broglie.

(Note di lettura)

La struttura dell'atomo. Introduzione.

L'oggetto di studio in chimica sono gli elementi chimici ei loro composti. elemento chimico Viene chiamato un gruppo di atomi con la stessa carica positiva. Atomoè la particella più piccola di un elemento chimico che la trattiene Proprietà chimiche. Collegandosi tra loro, gli atomi di uno o diversi elementi formano particelle più complesse - molecole. Un insieme di atomi o molecole forma sostanze chimiche. Ogni singola sostanza chimica è caratterizzata da un insieme di proprietà fisiche individuali, come punti di ebollizione e di fusione, densità, conducibilità elettrica e termica, ecc.

1. La struttura dell'atomo e il sistema periodico degli elementi

DI. Mendeleev.

Conoscenza e comprensione dei modelli di riempimento dell'ordine Sistema periodico elementi DI Mendeleev ci permette di capire quanto segue:

1. l'essenza fisica dell'esistenza in natura di certi elementi,

2. la natura della valenza chimica dell'elemento,

3. la capacità e la "facilità" di un elemento di dare o ricevere elettroni quando interagisce con un altro elemento,

4. la natura dei legami chimici che possono formarsi dato elemento quando interagiscono con altri elementi, la struttura spaziale di molecole semplici e complesse, ecc., ecc.

La struttura dell'atomo.

Un atomo è un complesso microsistema di particelle elementari in movimento e che interagiscono tra loro.

Tra la fine del XIX e l'inizio del XX secolo, si scoprì che gli atomi sono composti da particelle più piccole: neutroni, protoni ed elettroni Le ultime due particelle sono particelle cariche, il protone porta una carica positiva, l'elettrone è negativo. Poiché gli atomi di un elemento nello stato fondamentale sono elettricamente neutri, ciò significa che il numero di protoni in un atomo di qualsiasi elemento è uguale al numero di elettroni. La massa degli atomi è determinata dalla somma delle masse dei protoni e dei neutroni, il cui numero è uguale alla differenza tra la massa degli atomi e il suo numero di serie nel sistema periodico di D.I. Mendeleev.

Nel 1926, Schrodinger propose di descrivere il movimento delle microparticelle nell'atomo di un elemento usando l'equazione d'onda da lui derivata. Quando si risolve l'equazione d'onda di Schrödinger per l'atomo di idrogeno, compaiono tre numeri quantici interi: n, ℓ e m ℓ , che caratterizzano lo stato di un elettrone nello spazio tridimensionale nel campo centrale del nucleo. numeri quantici n, ℓ e m ℓ prendere valori interi. Funzione d'onda definita da tre numeri quantici n, ℓ e m ℓ e ottenuto come risultato della risoluzione dell'equazione di Schrödinger è chiamato orbitale. Un orbitale è una regione dello spazio in cui è più probabile che si trovi un elettrone. appartenente ad un atomo di un elemento chimico. Pertanto, la soluzione dell'equazione di Schrödinger per l'atomo di idrogeno porta alla comparsa di tre numeri quantici, significato fisico ovvero che caratterizzano i tre diversi tipi di orbitali che un atomo può avere. Diamo un'occhiata più da vicino a ciascun numero quantico.

Numero quantico principale n può assumere qualsiasi valore intero positivo: n = 1,2,3,4,5,6,7… Caratterizza l'energia del livello elettronico e la dimensione della "nuvola" elettronica. È caratteristico che il numero del numero quantico principale coincida con il numero del periodo in cui si trova l'elemento dato.

Numero quantico azimutale o orbitaleℓ può prendere valori interi da ℓ = 0….fino a n – 1 e determina il momento del moto dell'elettrone, cioè forma orbitale. Per vari valori numerici di ℓ, viene utilizzata la seguente notazione: ℓ = 0, 1, 2, 3 e sono indicati da simboli S, P, D, F, rispettivamente per ℓ = 0, 1, 2 e 3. Nella tavola periodica degli elementi non ci sono elementi con un numero di spin ℓ = 4.

Numero quantico magneticom ℓ caratterizza la disposizione spaziale degli orbitali elettronici e, di conseguenza, le proprietà elettromagnetiche dell'elettrone. Può prendere valori da - ℓ a + ℓ , compreso lo zero.

Da cui dipendono la forma o, più precisamente, le proprietà di simmetria degli orbitali atomici numeri quantici ℓ e m ℓ . "nuvola elettronica", corrispondente a S- gli orbitali hanno, hanno la forma di una palla (allo stesso tempo ℓ = 0).

Fig. 1. 1s orbitale

Gli orbitali definiti dai numeri quantici ℓ = 1 e m ℓ = -1, 0 e +1 sono chiamati p-orbitali. Poiché m ℓ ne ha tre valori diversi, allora l'atomo ha tre orbitali p energeticamente equivalenti (il loro numero quantico principale è lo stesso e può avere il valore n = 2,3,4,5,6 o 7). Gli p-Orbitali hanno simmetria assiale e hanno la forma di otto tridimensionali, orientati lungo gli assi x, yez in un campo esterno (Fig. 1.2). Da qui l'origine dei simboli p x , p y e p z .

Fig.2. p x , p y e p z -orbitali

Inoltre, ci sono d- e f-orbitali atomici, per il primo ℓ = 2 e m ℓ = -2, -1, 0, +1 e +2, cioè cinque AO, per il secondo ℓ = 3 e m ℓ = -3, -2, -1, 0, +1, +2 e +3, cioè 7 AO.

quarto quanto m S chiamato numero quantico di spin, è stato introdotto per spiegare alcuni effetti sottili nello spettro dell'atomo di idrogeno da Goudsmit e Uhlenbeck nel 1925. Lo spin di un elettrone è il momento angolare di una particella elementare carica di un elettrone, il cui orientamento è quantizzato, cioè strettamente limitato a determinati angoli. Questo orientamento è determinato dal valore dei numeri quantici magnetici di spin, che per un elettrone è ½ , quindi, per un elettrone, secondo le regole di quantizzazione m S = ± ½. A questo proposito, all'insieme dei tre numeri quantici, si dovrebbe aggiungere il numero quantico m S . Sottolineiamo ancora una volta che quattro numeri quantici determinano l'ordine in cui è costruita la tavola periodica degli elementi di Mendeleev e spieghiamo perché ci sono solo due elementi nel primo periodo, otto nel secondo e nel terzo, 18 nel quarto e così via. , per spiegare la struttura del multielettrone degli atomi, l'ordine in cui i livelli elettronici si riempiono all'aumentare della carica positiva di un atomo, non basta avere un'idea dei quattro numeri quantici che "governano" il comportamento degli elettroni quando si riempiono orbitali elettronici, ma è necessario saperne di più regole semplici, vale a dire, Il principio di Pauli, la regola di Gund e le regole di Klechkovsky.

Secondo il principio di Pauli nello stesso stato quantistico, caratterizzato da determinati valori di quattro numeri quantici, non può esserci più di un elettrone. Ciò significa che, in linea di principio, un elettrone può essere posizionato in qualsiasi orbitale atomico. Due elettroni possono trovarsi nello stesso orbitale atomico solo se hanno numeri quantici di spin diversi.

Quando si riempiono di elettroni tre p-AO, cinque d-AO e sette f-AO, si dovrebbe essere guidati non solo dal principio di Pauli ma anche dalla regola di Hund: Il riempimento degli orbitali di un subshell nello stato fondamentale avviene con elettroni con gli stessi spin.

Quando si riempiono subshell (P, D, F) il valore assoluto della somma dei giri deve essere massimo.

La regola di Klechkovskij. Secondo la regola di Klechkovsky, durante il riempimentoD e Fl'orbitale degli elettroni deve essere rispettatoprincipio di minima energia. Secondo questo principio, gli elettroni allo stato fondamentale riempiono le orbite con livelli energetici minimi. L'energia del sottolivello è determinata dalla somma dei numeri quanticin + ℓ = E .

La prima regola di Klechkovsky: prima riempi quei sottolivelli per i qualin + ℓ = E minimo.

La seconda regola di Klechkovsky: in caso di paritàn + ℓ per più sottolivelli, il sottolivello per cuin minimo .

Attualmente sono noti 109 elementi.

2. Energia di ionizzazione, affinità elettronica ed elettronegatività.

Le caratteristiche più importanti della configurazione elettronica di un atomo sono l'energia di ionizzazione (EI) o potenziale di ionizzazione (IP) e l'affinità elettronica dell'atomo (SE). L'energia di ionizzazione è la variazione di energia nel processo di distacco di un elettrone da un atomo libero a 0 K: A = + + ē . La dipendenza dell'energia di ionizzazione dal numero atomico Z dell'elemento, la dimensione del raggio atomico ha un carattere periodico pronunciato.

L'affinità elettronica (SE) è la variazione di energia che accompagna l'aggiunta di un elettrone ad un atomo isolato con la formazione di uno ione negativo a 0 K: A + ē = A - (l'atomo e lo ione sono nei loro stati fondamentali). In questo caso, l'elettrone occupa l'orbitale atomico libero più basso (LUAO) se il VZAO è occupato da due elettroni. SE dipende fortemente dalla loro configurazione elettronica orbitale.

I cambiamenti in EI e SE sono correlati ai cambiamenti in molte proprietà degli elementi e dei loro composti, che viene utilizzato per prevedere queste proprietà dai valori di EI e SE. Gli alogeni hanno la più alta affinità elettronica assoluta. In ogni gruppo della tavola periodica degli elementi, il potenziale di ionizzazione o EI diminuisce all'aumentare del numero degli elementi, che è associato ad un aumento del raggio atomico e ad un aumento del numero di strati di elettroni, e che correla bene con un aumento del potere riducente dell'elemento.

La tabella 1 della Tavola periodica degli elementi riporta i valori di EI e SE in eV/atomo. Notare che valori esatti SE sono noti solo per pochi atomi, i loro valori sono sottolineati nella Tabella 1.

Tabella 1

La prima energia di ionizzazione (EI), affinità elettronica (SE) ed elettronegatività χ) degli atomi nel sistema periodico.

χ	0.747 2. 1 0 0, 3 7																	1,2 2
χ	0.54 1. 55	-0.3 1. 1 3											0.2 0. 91	1.2 5	-0. 1 0, 55	1.47 0. 59	3.45 0. 64	1 ,60
χ	0. 7 4 1. 89	-0.3 1 . 3 1 1 . 6 0											0. 6	1.63	0.7	2.07	3.61
χ	2.3 6	- 0 .6						1.26(α)				-0.9 1 . 39	0. 18	1.2	0. 6	2.07	3.36
χ	2.4 8											-0.6 1 . 56	0. 2			2.2
χ	2.6 7	2, 2 1						DIS

χ - Elettronegatività di Pauling

R- raggio atomico, (da "Classi di laboratorio e seminari in generale e chimica inorganica", N.S. Akhmetov, M.K. Azizova, L.I. Badygina)

Le sostanze chimiche sono le cose che compongono il mondo che ci circonda.

Le proprietà di ciascuna sostanza chimica si dividono in due tipi: queste sono chimiche, che ne caratterizzano la capacità di formare altre sostanze, e fisiche, che sono oggettivamente osservate e possono essere considerate isolate dalle trasformazioni chimiche. Quindi, ad esempio, le proprietà fisiche di una sostanza sono il suo stato di aggregazione (solida, liquida o gassosa), la conducibilità termica, la capacità termica, la solubilità in vari mezzi (acqua, alcool, ecc.), la densità, il colore, il gusto, ecc. .

Trasformazioni di alcuni sostanze chimiche in altre sostanze sono chiamati fenomeni chimici o reazioni chimiche. Va notato che ci sono anche fenomeni fisici, che, ovviamente, sono accompagnati da un cambiamento in alcuni Proprietà fisiche sostanze senza essere convertite in altre sostanze. I fenomeni fisici, ad esempio, includono lo scioglimento del ghiaccio, il congelamento o l'evaporazione dell'acqua, ecc.

Il fatto che nel corso di un qualsiasi processo avvenga un fenomeno chimico si può concludere osservando caratteristiche reazioni chimiche come il cambiamento di colore, le precipitazioni, l'evoluzione del gas, l'evoluzione del calore e/o della luce.

Quindi, ad esempio, si può trarre una conclusione sul corso delle reazioni chimiche osservando:

La formazione di sedimenti durante l'ebollizione dell'acqua, chiamata scala nella vita di tutti i giorni;

Il rilascio di calore e luce durante la combustione di un fuoco;

Cambia il colore della fetta mela fresca in onda;

La formazione di bolle di gas durante la fermentazione dell'impasto, ecc.

Le più piccole particelle di materia, che nel processo di reazioni chimiche praticamente non subiscono cambiamenti, ma solo in un modo nuovo sono collegate tra loro, sono chiamate atomi.

L'idea stessa dell'esistenza di tali unità di materia è nata Grecia antica nella mente dei filosofi antichi, che in realtà spiega l'origine del termine "atomo", poiché "atomos" tradotto letteralmente dal greco significa "indivisibile".

Tuttavia, contrariamente all'idea filosofi greci antichi, gli atomi non sono il minimo assoluto di materia, cioè stessi hanno una struttura complessa.

Ogni atomo è costituito dalle cosiddette particelle subatomiche - protoni, neutroni ed elettroni, indicati rispettivamente dai simboli p + , n o ed e - . L'apice nella notazione utilizzata indica che il protone ha una carica positiva unitaria, l'elettrone ha una carica negativa unitaria e il neutrone non ha carica.

Per quanto riguarda la struttura qualitativa dell'atomo, ogni atomo ha tutti i protoni ei neutroni concentrati nel cosiddetto nucleo, attorno al quale gli elettroni formano un guscio di elettroni.

Il protone e il neutrone hanno praticamente le stesse masse, cioè m p ≈ m n , e la massa dell'elettrone è quasi 2000 volte inferiore alla massa di ciascuno di essi, cioè m p / m e ≈ m n / m e ≈ 2000.

Poiché la proprietà fondamentale di un atomo è la sua neutralità elettrica e la carica di un elettrone è uguale alla carica di un protone, si può concludere da ciò che il numero di elettroni in ogni atomo è uguale al numero di protoni.

Quindi, ad esempio, la tabella seguente mostra la possibile composizione degli atomi:

Il tipo di atomi con la stessa carica nucleare, cioè da lo stesso numero i protoni nei loro nuclei sono chiamati un elemento chimico. Pertanto, dalla tabella sopra, possiamo concludere che atomo1 e atomo2 appartengono a un elemento chimico e atomo3 e atomo4 appartengono a un altro elemento chimico.

Ogni elemento chimico ha il suo nome e il suo simbolo individuale, che viene letto in un certo modo. Quindi, ad esempio, l'elemento chimico più semplice, i cui atomi contengono un solo protone nel nucleo, ha il nome "idrogeno" ed è indicato dal simbolo "H", che si legge come "cenere", e dall'elemento chimico con carica nucleare di +7 (cioè contenente 7 protoni) - "azoto", ha il simbolo "N", che si legge come "en".

Come puoi vedere dalla tabella sopra, gli atomi di un elemento chimico possono differire per il numero di neutroni nei nuclei.

Gli atomi appartenenti allo stesso elemento chimico, ma aventi un diverso numero di neutroni e, di conseguenza, massa, sono detti isotopi.

Quindi, ad esempio, l'elemento chimico idrogeno ha tre isotopi: 1 H, 2 H e 3 H. Gli indici 1, 2 e 3 sopra il simbolo H indicano il numero totale di neutroni e protoni. Quelli. sapendo che l'idrogeno è un elemento chimico, caratterizzato dal fatto che c'è un protone nei nuclei dei suoi atomi, possiamo concludere che non ci sono affatto neutroni nell'isotopo 1 H (1-1 = 0), in l'isotopo 2 H - 1 neutrone (2-1=1) e nell'isotopo 3 H - due neutroni (3-1=2). Poiché, come già accennato, un neutrone e un protone hanno le stesse masse, e la massa di un elettrone è trascurabile rispetto a loro, ciò significa che l'isotopo 2 H è quasi il doppio dell'isotopo 1 H e il 3 H l'isotopo è anche tre volte più pesante. In connessione con una così ampia diffusione nelle masse degli isotopi dell'idrogeno, agli isotopi 2 H e 3 H sono stati persino dati nomi e simboli individuali separati, il che non è tipico di nessun altro elemento chimico. L'isotopo 2 H è stato chiamato deuterio e ha ricevuto il simbolo D, e l'isotopo 3 H è stato chiamato trizio e ha ricevuto il simbolo T.

Se prendiamo come unità la massa del protone e del neutrone, e trascuriamo la massa dell'elettrone, infatti, l'indice in alto a sinistra, oltre al numero totale di protoni e neutroni nell'atomo, può essere considerato la sua massa, e quindi questo indice è chiamato numero di massa ed è indicato dal simbolo A. Poiché la carica del nucleo di qualsiasi protone corrisponde all'atomo, e la carica di ciascun protone è condizionatamente considerata +1, il numero di protoni nel si chiama nucleo numero di addebito(Z). Indicando il numero di neutroni in un atomo con la lettera N, matematicamente la relazione tra numero di massa, numero di carica e numero di neutroni può essere espressa come:

Secondo i concetti moderni, l'elettrone ha una natura duale (particella-onda). Ha le proprietà sia di una particella che di un'onda. Come una particella, un elettrone ha una massa e una carica, ma allo stesso tempo il flusso di elettroni, come un'onda, è caratterizzato dalla capacità di diffrazione.

Per descrivere lo stato di un elettrone in un atomo, vengono utilizzate le rappresentazioni meccanica quantistica, secondo la quale l'elettrone non ha una specifica traiettoria di moto e può trovarsi in qualsiasi punto dello spazio, ma con diverse probabilità.

La regione dello spazio attorno al nucleo in cui è più probabile che si trovi un elettrone è chiamata orbitale atomico.

Un orbitale atomico può avere forma varia, dimensione e orientamento. Un orbitale atomico è anche chiamato nuvola di elettroni.

Graficamente, un orbitale atomico è solitamente indicato come una cella quadrata:

La meccanica quantistica ha un apparato matematico estremamente complesso, pertanto, nell'ambito di un corso di chimica scolastica, vengono considerate solo le conseguenze della teoria della meccanica quantistica.

Secondo queste conseguenze, qualsiasi orbitale atomico e un elettrone situato su di esso sono completamente caratterizzati da 4 numeri quantici.

• Il numero quantico principale - n - determina l'energia totale di un elettrone in un dato orbitale. L'intervallo di valori del numero quantico principale è tutto numeri interi, cioè. n = 1,2,3,4, 5 ecc.
• Il numero quantico orbitale - l - caratterizza la forma dell'orbitale atomico e può assumere qualsiasi valore intero da 0 a n-1, dove n, richiamo, è il numero quantico principale.

Vengono chiamati gli orbitali con l = 0 S-orbitali. Gli orbitali s sono sferici e non hanno una direzione nello spazio:

Si chiamano orbitali con l = 1 P-orbitali. Questi orbitali hanno la forma di un otto tridimensionale, cioè la forma ottenuta ruotando la figura otto attorno all'asse di simmetria, ed esternamente assomigliano a un manubrio:

Si chiamano orbitali con l = 2 D-orbitali, e con l = 3 – F-orbitali. La loro struttura è molto più complessa.

3) Il numero quantico magnetico - m l - determina l'orientamento spaziale di un particolare orbitale atomico ed esprime la proiezione del momento angolare orbitale sulla direzione campo magnetico. Il numero quantico magnetico m l corrisponde all'orientamento dell'orbitale rispetto alla direzione del vettore di intensità del campo magnetico esterno e può assumere qualsiasi valore intero da –l a +l, incluso 0, cioè importo totale valori possibiliè uguale a (2l+1). Quindi, ad esempio, per l = 0 ml = 0 (un valore), per l = 1 ml = -1, 0, +1 (tre valori), per l = 2 ml = -2, -1, 0, + 1 , +2 (cinque valori del numero quantico magnetico), ecc.

Quindi, ad esempio, p-orbitali, cioè gli orbitali con un numero quantico orbitale l = 1, aventi la forma di una "figura tridimensionale otto", corrispondono a tre valori del numero quantico magnetico (-1, 0, +1), che, a sua volta, corrisponde in tre direzioni nello spazio perpendicolari tra loro.

4) Il numero quantico di spin (o semplicemente spin) - m s - può essere condizionatamente considerato responsabile della direzione di rotazione di un elettrone in un atomo, può assumere valori. Gli elettroni con spin diversi sono indicati da frecce verticali che puntano in direzioni diverse: ↓ e .

L'insieme di tutti gli orbitali in un atomo che hanno lo stesso valore del numero quantico principale è chiamato livello di energia o guscio di elettroni. Qualsiasi livello di energia arbitrario con un certo numero n è costituito da n 2 orbitali.

Molti orbitali con gli stessi valori il numero quantico principale e il numero quantico orbitale rappresentano il sottolivello di energia.

Ogni livello di energia, che corrisponde al numero quantico principale n, contiene n sottolivelli. A sua volta, ogni sottolivello di energia con un numero quantico orbitale l consiste di (2l+1) orbitali. Pertanto, il sottostrato s è costituito da un orbitale s, il sottostrato p - tre orbitali p, il sottostrato d - cinque orbitali d e il sottostrato f - sette orbitali f. Poiché, come già accennato, un orbitale atomico è spesso indicato da una cella quadrata, i sottolivelli s, p, d e f possono essere rappresentati graficamente come segue:

Ogni orbitale corrisponde a un insieme strettamente definito di tre numeri quantici n, l e ml.

La distribuzione degli elettroni negli orbitali è chiamata configurazione elettronica.

Il riempimento degli orbitali atomici con elettroni avviene in base a tre condizioni:

• Il principio della minima energia: Gli elettroni riempiono gli orbitali a partire dal sottolivello di energia più basso. La sequenza dei sottolivelli in ordine di energia crescente è la seguente: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;

Per rendere più facile ricordare questa sequenza di riempimento dei sottolivelli elettronici, è molto comoda la seguente illustrazione grafica:

• Principio Pauli: Ogni orbitale può contenere al massimo due elettroni.

Se c'è un elettrone nell'orbitale, allora si chiama spaiato, e se ce ne sono due, allora si parla di coppia di elettroni.

• La regola di Hund: lo stato più stabile di un atomo è quello in cui, all'interno di un sottolivello, l'atomo ha il numero massimo possibile di elettroni spaiati. Questo stato più stabile dell'atomo è chiamato stato fondamentale.

Infatti, quanto sopra significa che, ad esempio, il posizionamento del 1°, 2°, 3° e 4° elettrone su tre orbitali del sottolivello p sarà effettuato come segue:

Il riempimento degli orbitali atomici dall'idrogeno, che ha un numero di carica 1, al krypton (Kr) con un numero di carica 36, ​​sarà effettuato come segue:

Una rappresentazione simile dell'ordine in cui vengono riempiti gli orbitali atomici è chiamata diagramma di energia. Sulla base dei diagrammi elettronici dei singoli elementi, è possibile annotare le loro cosiddette formule elettroniche (configurazioni). Quindi, ad esempio, un elemento con 15 protoni e, di conseguenza, 15 elettroni, cioè il fosforo (P) avrà il seguente diagramma energetico:

Quando tradotto in una formula elettronica, l'atomo di fosforo assumerà la forma:

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

Le cifre di dimensioni normali a sinistra del simbolo del sottolivello mostrano il numero del livello di energia e gli apici a destra del simbolo del sottolivello mostrano il numero di elettroni nel sottolivello corrispondente.

Di seguito le formule elettroniche dei primi 36 elementi del D.I. Mendeleev.

periodo	Oggetto numero.	simbolo	titolo	formula elettronica
io	1	h	idrogeno	1s 1
	2	Lui	elio	1s2
II	3	Li	litio	1s2 2s1
	4	Essere	berillio	1s2 2s2
	5	B	boro	1s 2 2s 2 2p 1
	6	C	carbonio	1s 2 2s 2 2p 2
	7	n	azoto	1s 2 2s 2 2p 3
	8	o	ossigeno	1s 2 2s 2 2p 4
	9	F	fluoro	1s 2 2s 2 2p 5
	10	Ne	neon	1s 2 2s 2 2p 6
III	11	N / A	sodio	1s 2 2s 2 2p 6 3s 1
	12	mg	magnesio	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2
	13	Al	alluminio	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1
	14	si	silicio	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2
	15	P	fosforo	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3
	16	S	zolfo	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4
	17	cl	cloro	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	potassio	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1
	20	Circa	calcio	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2
	21	sc	scandio	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1
	22	Ti	titanio	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2
	23	V	vanadio	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3
	24	Cr	cromo	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 S sul D sottolivello
	25	Mn	manganese	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5
	26	Fe	ferro	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6
	27	co	cobalto	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7
	28	Ni	nichel	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8
	29	Cu	rame	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3g 10 S sul D sottolivello
	30	Zn	zinco	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10
	31	Ga	gallio	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1
	32	ge	germanio	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2
	33	Come	arsenico	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3
	34	Se	selenio	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4
	35	fr	bromo	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5
	36	kr	krypton	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6

Come già accennato, nel loro stato fondamentale, gli elettroni negli orbitali atomici sono disposti secondo il principio della minima energia. Tuttavia, in presenza di orbitali p vuoti nello stato fondamentale di un atomo, spesso, quando gli viene impartita energia in eccesso, l'atomo può essere trasferito nel cosiddetto stato eccitato. Quindi, ad esempio, un atomo di boro nel suo stato fondamentale ha una configurazione elettronica e un diagramma energetico della seguente forma:

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

E nello stato eccitato (*), cioè quando si impartisce energia all'atomo di boro, la sua configurazione elettronica e il diagramma energetico saranno simili a questo:

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

A seconda di quale sottolivello nell'atomo è riempito per ultimo, gli elementi chimici sono divisi in s, p, d o f.

Trovando gli elementi s, p, d ed f nella tabella D.I. Mendeleev:

• Gli elementi s hanno l'ultimo sottolivello s da riempire. Questi elementi includono elementi dei sottogruppi principali (a sinistra nella cella della tabella) dei gruppi I e II.
• Per gli elementi p, viene riempito il sottolivello p. Gli elementi p comprendono gli ultimi sei elementi di ciascun periodo, ad eccezione del primo e del settimo, nonché elementi dei principali sottogruppi dei gruppi III-VIII.
• Gli elementi d si trovano tra gli elementi s e p in lunghi periodi.
• Gli elementi f sono chiamati lantanidi e attinidi. Sono posti in fondo al tavolo da D.I. Mendeleev.

La lezione è dedicata alla formazione di idee sulla complessa struttura dell'atomo. Viene considerato lo stato degli elettroni in un atomo, vengono introdotti i concetti di "orbitale atomico e nuvola di elettroni", le forme degli orbitali (s--, p-, d-orbitali). Vengono presi in considerazione anche aspetti come il numero massimo di elettroni ai livelli e sottolivelli energetici, la distribuzione degli elettroni sui livelli e sottolivelli energetici negli atomi degli elementi dei primi quattro periodi, gli elettroni di valenza degli elementi s, p e d. Viene fornito un diagramma grafico della struttura degli strati elettronici degli atomi (formula elettro-grafica).

Argomento: La struttura dell'atomo. Legge periodica D.I. Mendeleev

Lezione: La struttura dell'atomo

Tradotto dal greco, la parola " atomo" significa "indivisibile". Tuttavia, sono stati scoperti fenomeni che dimostrano la possibilità della sua divisione. Si tratta dell'emissione di raggi X, dell'emissione di raggi catodici, del fenomeno dell'effetto fotoelettrico, del fenomeno della radioattività. Elettroni, protoni e neutroni sono le particelle che compongono un atomo. Sono chiamati particelle subatomiche.

Tab. uno

Oltre ai protoni, contiene il nucleo della maggior parte degli atomi neutroni che non comportano alcun costo. Come si può vedere dalla Tabella. 1, la massa del neutrone praticamente non differisce dalla massa del protone. Protoni e neutroni costituiscono il nucleo di un atomo e sono chiamati nucleoni (nucleo - nucleo). Le loro cariche e masse in unità di massa atomica (a.m.u.) sono mostrate nella Tabella 1. Quando si calcola la massa di un atomo, la massa di un elettrone può essere trascurata.

Massa di un atomo ( numero di Massa)è uguale alla somma delle masse dei protoni e dei neutroni che compongono il suo nucleo. Il numero di massa è indicato dalla lettera MA. Dal nome di questa quantità si può vedere che è strettamente correlata alla massa atomica dell'elemento arrotondato a un intero. A=Z+N

Qui UN- numero di massa di un atomo (somma di protoni e neutroni), Z- carica nucleare (numero di protoni nel nucleo), nè il numero di neutroni nel nucleo. Secondo la dottrina degli isotopi, al concetto di "elemento chimico" può essere data la seguente definizione:

elemento chimico Viene chiamato un gruppo di atomi con la stessa carica nucleare.

Alcuni elementi esistono come multipli isotopi. "Isotopi" significa "occupare lo stesso posto". Gli isotopi hanno lo stesso numero di protoni, ma differiscono in massa, cioè il numero di neutroni nel nucleo (numero N). Poiché i neutroni hanno scarso o nessun effetto sulle proprietà chimiche degli elementi, tutti gli isotopi dello stesso elemento sono chimicamente indistinguibili.

Gli isotopi sono detti varietà di atomi dello stesso elemento chimico con la stessa carica nucleare (cioè con lo stesso numero di protoni), ma con un diverso numero di neutroni nel nucleo.

Gli isotopi differiscono l'uno dall'altro solo per il numero di massa. Ciò è indicato da un apice nell'angolo destro o da una riga: 12 C o C-12 . Se un elemento contiene diversi isotopi naturali, nella tavola periodica D.I. Mendeleev indica la sua massa atomica media, tenendo conto della prevalenza. Ad esempio, il cloro contiene 2 isotopi naturali 35 Cl e 37 Cl, il cui contenuto è rispettivamente del 75% e del 25%. Pertanto, la massa atomica del cloro sarà uguale a:

MAR(cl)=0,75 . 35+0,25 . 37=35,5

Per gli atomi pesanti sintetizzati artificialmente, un valore di massa atomica è indicato tra parentesi quadre. Questa è la massa atomica dell'isotopo più stabile di quell'elemento.

Modelli base della struttura dell'atomo

Storicamente, il modello Thomson dell'atomo è stato il primo nel 1897.

Riso. 1. Modello della struttura dell'atomo di J. Thomson

Il fisico inglese J. J. Thomson ha suggerito che gli atomi sono costituiti da una sfera caricata positivamente in cui gli elettroni sono disseminati (Fig. 1). Questo modello è chiamato figurativamente "pudding di prugne", un panino con uvetta (dove "uvetta" sono elettroni) o "anguria" con "semi" - elettroni. Tuttavia, questo modello è stato abbandonato, poiché sono stati ottenuti dati sperimentali che lo contraddicevano.

Riso. 2. Modello della struttura dell'atomo di E. Rutherford

Nel 1910 il fisico inglese Ernst Rutherford, con i suoi studenti Geiger e Marsden, condusse un esperimento che diede risultati sorprendenti e inspiegabili dal punto di vista del modello di Thomson. Ernst Rutherford ha dimostrato per esperienza che al centro dell'atomo c'è un nucleo carico positivamente (Fig. 2), attorno al quale, come i pianeti attorno al Sole, ruotano gli elettroni. L'atomo nel suo insieme è elettricamente neutro e gli elettroni sono trattenuti nell'atomo a causa delle forze di attrazione elettrostatica (forze di Coulomb). Questo modello aveva molte contraddizioni e, soprattutto, non spiegava perché gli elettroni non cadono sul nucleo, così come la possibilità di assorbimento ed emissione di energia da parte di esso.

Il fisico danese N. Bohr nel 1913, prendendo come base il modello dell'atomo di Rutherford, propose un modello dell'atomo in cui le particelle di elettroni ruotano attorno al nucleo atomico più o meno allo stesso modo in cui i pianeti ruotano attorno al Sole.

Riso. 3. Modello planetario di N. Bohr

Bohr ha suggerito che gli elettroni in un atomo possono esistere stabilmente solo in orbite a distanze rigorosamente definite dal nucleo. Queste orbite le chiamò stazionarie. Un elettrone non può esistere al di fuori di orbite stazionarie. Perché sia ​​così, Bohr non poteva spiegare in quel momento. Ma ha mostrato che un tale modello (Fig. 3) permette di spiegare molti fatti sperimentali.

Attualmente utilizzato per descrivere la struttura dell'atomo meccanica quantistica. Questa è una scienza, il cui aspetto principale è che l'elettrone ha le proprietà di una particella e di un'onda allo stesso tempo, cioè la dualità onda-particella. Secondo la meccanica quantistica, si chiama la regione dello spazio in cui è maggiore la probabilità di trovare un elettroneorbitale. Più l'elettrone è lontano dal nucleo, minore è la sua energia di interazione con il nucleo. Si formano elettroni con energie simili livello di energia. Numero di livelli di energiaè uguale a numero del periodo, in cui tale elemento si trova nella tabella D.I. Mendeleev. Esistono varie forme di orbitali atomici. (Fig. 4). L'orbitale d e l'orbitale f hanno una forma più complessa.

Riso. 4. Forme degli orbitali atomici

Ci sono esattamente tanti elettroni nel guscio elettronico di qualsiasi atomo quanti sono i protoni nel suo nucleo, quindi l'atomo nel suo insieme è elettricamente neutro. Gli elettroni in un atomo sono disposti in modo che la loro energia sia minima. Più l'elettrone è lontano dal nucleo, più orbitali e più complessi hanno la forma. Ogni livello e sottolivello può contenere solo un certo numero di elettroni. I sottolivelli, a loro volta, sono costituiti da orbitali.

Al primo livello di energia, più vicino al nucleo, può esserci un orbitale sferico ( 1 S). Al secondo livello di energia - un orbitale sferico, di grandi dimensioni e tre orbitali p: 2 S2 pp. Al terzo livello: 3 S3 pp3 dddd.

Oltre al movimento attorno al nucleo, gli elettroni hanno anche movimento, che può essere rappresentato come il loro movimento attorno al proprio asse. Questa rotazione è chiamata roteare ( in corsia dall'inglese. "mandrino"). Solo due elettroni con spin opposti (antiparalleli) possono trovarsi in un orbitale.

Massimo numero di elettroni per livello di energiaè determinato dalla formula n=2 n 2.

Dove n è il numero quantico principale (numero del livello di energia). Consultare tabella. 2

Tab. 2

A seconda dell'orbitale in cui si trova l'ultimo elettrone, si distinguono S-, P-, D-elementi. A cui appartengono elementi dei principali sottogruppi S-, P-elementi. Nei sottogruppi laterali sono D-elementi

Diagramma grafico della struttura degli strati elettronici degli atomi (formula grafica elettronica).

Per descrivere la disposizione degli elettroni negli orbitali atomici, viene utilizzata la configurazione elettronica. Per scriverlo in una riga, gli orbitali sono scritti in notazione convenzionale ( S--, P-, D-,F-orbitali), e davanti a loro ci sono numeri che indicano il numero del livello di energia. Maggiore è il numero, più l'elettrone è lontano dal nucleo. In maiuscolo, sopra la designazione dell'orbitale, viene scritto il numero di elettroni in questo orbitale (Fig. 5).

Riso. cinque

Graficamente, la distribuzione degli elettroni negli orbitali atomici può essere rappresentata come cellule. Ogni cellula corrisponde a un orbitale. Ci saranno tre di queste cellule per l'orbitale p, cinque per l'orbitale d e sette per l'orbitale f. Una cella può contenere 1 o 2 elettroni. Secondo La regola di Gund, gli elettroni sono distribuiti in orbitali della stessa energia (ad esempio, in tre p-orbitali), primo uno alla volta, e solo quando c'è già un elettrone in ciascuno di tali orbitali, inizia il riempimento di questi orbitali con secondi elettroni. Tali elettroni sono chiamati accoppiato. Ciò è spiegato dal fatto che nelle celle vicine, gli elettroni si respingono meno, come particelle cariche in modo simile.

Vedi fig. 6 per atomo 7 N.

Riso. 6

La configurazione elettronica dell'atomo di scandio

21 sc: 1 S 2 2 S 2 2 P 6 3 S 2 3 P 6 4 S 2 3 D 1

Gli elettroni nel livello di energia esterno sono chiamati elettroni di valenza. 21 sc si riferisce a D-elementi.

Riassumendo la lezione

A lezione sono state considerate la struttura dell'atomo, lo stato degli elettroni nell'atomo, è stato introdotto il concetto di "orbitale atomico e nuvola di elettroni". Gli studenti hanno imparato qual è la forma degli orbitali ( S-, P-, D-orbitali), qual è il numero massimo di elettroni ai livelli e sottolivelli di energia, la distribuzione degli elettroni sui livelli di energia, cos'è S-, P- E D-elementi. Viene fornito un diagramma grafico della struttura degli strati elettronici degli atomi (formula elettro-grafica).

Bibliografia

1. Rudzitis G.E. Chimica. Fondamenti di Chimica Generale. Grado 11: libro di testo per le istituzioni educative: livello base / G.E. Rudzitis, FG Feldman. - 14a ed. - M.: Istruzione, 2012.

2. Popel PP Chimica: 8a elementare: un libro di testo per le istituzioni educative generali / P.P. Popel, L.S. Krivlya. - K.: Centro informazioni "Academy", 2008. - 240 p.: ill.

3. AV Manuilov, VI Rodionov. Fondamenti di chimica. Esercitazione su Internet.

Compiti a casa

1. No. 5-7 (pag. 22) Rudzitis G.E. Chimica. Fondamenti di Chimica Generale. Grado 11: libro di testo per le istituzioni educative: livello base / G.E. Rudzitis, FG Feldman. - 14a ed. - M.: Istruzione, 2012.

2. Scrivi formule elettroniche per i seguenti elementi: 6 C, 12 Mg, 16 S, 21 Sc.

3. Gli elementi hanno le seguenti formule elettroniche: 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 . Quali sono questi elementi?

La composizione dell'atomo.

Un atomo è composto da nucleo atomico e guscio di elettroni.

Il nucleo di un atomo è formato da protoni ( p+) e neutroni ( n 0). La maggior parte degli atomi di idrogeno ha un unico nucleo protonico.

Numero di protoni n(p+) è uguale alla carica nucleare ( Z) e il numero ordinale dell'elemento nella serie naturale degli elementi (e nel sistema periodico degli elementi).

n(P +) = Z

La somma del numero di neutroni n(n 0), indicato semplicemente dalla lettera n, e il numero di protoni Z chiamata numero di Massa ed è contrassegnato dalla lettera MA.

UN = Z + n

Il guscio elettronico di un atomo è costituito da elettroni che si muovono attorno al nucleo ( e -).

Numero di elettroni n(e-) nel guscio elettronico di un atomo neutro è uguale al numero di protoni Z al suo interno.

La massa di un protone è approssimativamente uguale alla massa di un neutrone e 1840 volte la massa di un elettrone, quindi la massa di un atomo è praticamente uguale alla massa del nucleo.

La forma di un atomo è sferica. Il raggio del nucleo è circa 100.000 volte più piccolo del raggio dell'atomo.

Elemento chimico- tipo di atomi (insieme di atomi) con la stessa carica nucleare (con lo stesso numero di protoni nel nucleo).

Isotopo- un insieme di atomi di un elemento con lo stesso numero di neutroni nel nucleo (o un tipo di atomi con lo stesso numero di protoni e lo stesso numero di neutroni nel nucleo).

Diversi isotopi differiscono l'uno dall'altro per il numero di neutroni nei nuclei dei loro atomi.

Designazione di un singolo atomo o isotopo: (E - simbolo dell'elemento), ad esempio: .

La struttura del guscio elettronico dell'atomo

orbitale atomicoè lo stato di un elettrone in un atomo. Simbolo orbitale - . Ogni orbitale corrisponde a una nuvola di elettroni.

Gli orbitali degli atomi reali nello stato fondamentale (non eccitato) sono di quattro tipi: S, P, D e F.

nuvola elettronica- la parte di spazio in cui si trova un elettrone con una probabilità del 90 (o più) percento.

Nota: a volte i concetti di "orbitale atomico" e "nuvola di elettroni" non vengono distinti, chiamandoli entrambi "orbitale atomico".

Il guscio elettronico di un atomo è stratificato. Strato elettronico formato da nubi di elettroni della stessa dimensione. Gli orbitali di uno strato formano livello elettronico ("energia")., le loro energie sono le stesse per l'atomo di idrogeno, ma diverse per gli altri atomi.

Gli orbitali dello stesso livello sono raggruppati in elettronico (energia) sottolivelli:
S- sottolivello (composto da uno S-orbitali), simbolo - .
P sottolivello (composto da tre P
D sottolivello (composto da cinque D-orbitali), simbolo - .
F sottolivello (composto da sette F-orbitali), simbolo - .

Le energie degli orbitali dello stesso sottolivello sono le stesse.

Quando si designano i sottolivelli, il numero del livello (livello elettronico) viene aggiunto al simbolo del sottolivello, ad esempio: 2 S, 3P, 5D significa S- sottolivello di secondo livello, P- sottolivello di terzo livello, D- sottolivello del quinto livello.

Il numero totale di sottolivelli in un livello è uguale al numero del livello n. Il numero totale di orbitali in un livello è n 2. Di conseguenza, anche il numero totale di nuvole in uno strato è n 2 .

Designazioni: - orbitale libero (senza elettroni), - orbitale con un elettrone spaiato, - orbitale con una coppia di elettroni (con due elettroni).

L'ordine in cui gli elettroni riempiono gli orbitali di un atomo è determinato da tre leggi di natura (le formulazioni sono date in modo semplificato):

1. Il principio della minima energia: gli elettroni riempiono gli orbitali in ordine di energia crescente degli orbitali.

2. Principio di Pauli: non possono esserci più di due elettroni in un orbitale.

3. Regola di Hund: all'interno del sottolivello, gli elettroni prima riempiono gli orbitali liberi (uno alla volta) e solo dopo formano coppie di elettroni.

Il numero totale di elettroni nel livello elettronico (o nel livello elettronico) è 2 n 2 .

La distribuzione dei sottolivelli per energia è espressa di seguito (in ordine di energia crescente):

1S, 2S, 2P, 3S, 3P, 4S, 3D, 4P, 5S, 4D, 5P, 6S, 4F, 5D, 6P, 7S, 5F, 6D, 7P ...

Visivamente, questa sequenza è espressa dal diagramma energetico:

La distribuzione degli elettroni di un atomo per livelli, sottolivelli e orbitali (configurazione elettronica di un atomo) può essere rappresentata sotto forma di una formula elettronica, un diagramma di energia o, più semplicemente, sotto forma di un diagramma a strati di elettroni (" diagramma elettronico").

Esempi della struttura elettronica degli atomi:

elettroni di valenza- elettroni di un atomo che possono partecipare alla formazione di legami chimici. Per ogni atomo, questi sono tutti gli elettroni esterni più quegli elettroni pre-esterni la cui energia è maggiore di quella di quelli esterni. Ad esempio: l'atomo di Ca ha 4 elettroni esterni S 2, sono anche valenza; l'atomo di Fe ha elettroni esterni - 4 S 2 ma lui ne ha 3 D 6, quindi l'atomo di ferro ha 8 elettroni di valenza. La formula elettronica di valenza dell'atomo di calcio è 4 S 2 e atomi di ferro - 4 S 2 3D 6 .

Sistema periodico di elementi chimici di D. I. Mendeleev
(sistema naturale di elementi chimici)

Legge periodica degli elementi chimici(formulazione moderna): le proprietà degli elementi chimici, così come le sostanze semplici e complesse da essi formate, sono in dipendenza periodica dal valore della carica dei nuclei atomici.

Sistema periodico- espressione grafica della legge periodica.

Gamma naturale di elementi chimici- un certo numero di elementi chimici, disposti secondo l'aumento del numero di protoni nei nuclei dei loro atomi, o, come è lo stesso, secondo l'aumento delle cariche dei nuclei di questi atomi. Il numero di serie di un elemento in questa serie è uguale al numero di protoni nel nucleo di qualsiasi atomo di questo elemento.

La tavola degli elementi chimici è costruita "tagliando" la serie naturale degli elementi chimici periodi(righe orizzontali della tabella) e raggruppamenti (colonne verticali della tabella) di elementi con una struttura elettronica simile di atomi.

A seconda di come gli elementi sono combinati in gruppi, una tabella può esserlo lungo periodo(gli elementi con lo stesso numero e tipo di elettroni di valenza sono raccolti in gruppi) e breve termine(gli elementi con lo stesso numero di elettroni di valenza sono raccolti in gruppi).

I gruppi della tavola del breve periodo sono divisi in sottogruppi ( principale e effetti collaterali), coincidente con i gruppi della tavola di lungo periodo.

Tutti gli atomi di elementi dello stesso periodo hanno lo stesso numero di strati di elettroni, pari al numero del periodo.

Il numero di elementi nei periodi: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. La maggior parte degli elementi dell'ottavo periodo sono stati ottenuti artificialmente, gli ultimi elementi di questo periodo non sono stati ancora sintetizzati. Tutti i periodi, tranne il primo, iniziano con un elemento che forma un metallo alcalino (Li, Na, K, ecc.) e terminano con un elemento che forma un gas nobile (He, Ne, Ar, Kr, ecc.).

Nella tavola del periodo breve - otto gruppi, ciascuno dei quali è diviso in due sottogruppi (principale e secondario), nella tavola del periodo lungo - sedici gruppi, numerati in numeri romani con le lettere A o B, ad esempio: IA, IIIB, VIA, VIIB. Il gruppo IA della tavola di lungo periodo corrisponde al sottogruppo principale del primo gruppo della tavola di breve periodo; gruppo VIIB - sottogruppo secondario del settimo gruppo: il resto - allo stesso modo.

Le caratteristiche degli elementi chimici cambiano naturalmente in gruppi e periodi.

In periodi (con numero di serie crescente)

• la carica nucleare aumenta
• il numero di elettroni esterni aumenta,
• il raggio degli atomi diminuisce,
• aumenta la forza di legame degli elettroni con il nucleo (energia di ionizzazione),
• l'elettronegatività aumenta.
• vengono esaltate le proprietà ossidanti delle sostanze semplici ("non metallicità"),
• le proprietà riducenti delle sostanze semplici ("metallicità") si indeboliscono,
• indebolisce il carattere basico degli idrossidi e dei corrispondenti ossidi,
• il carattere acido degli idrossidi e dei corrispondenti ossidi aumenta.

A gruppi (con numero di serie crescente)

• la carica nucleare aumenta
• il raggio degli atomi aumenta (solo nei gruppi A),
• la forza del legame tra elettroni e nucleo diminuisce (energia di ionizzazione; solo nei gruppi A),
• l'elettronegatività diminuisce (solo nei gruppi A),
• indebolire le proprietà ossidanti delle sostanze semplici ("non metallicità"; solo nei gruppi A),
• vengono potenziate le proprietà riducenti delle sostanze semplici ("metallicità"; solo nei gruppi A),
• il carattere di base degli idrossidi e dei corrispondenti ossidi aumenta (solo nei gruppi A),
• la natura acida degli idrossidi e dei corrispondenti ossidi si indebolisce (solo nei gruppi A),
• la stabilità dei composti dell'idrogeno diminuisce (la loro attività riducente aumenta; solo nei gruppi A).

Compiti e test sull'argomento "Tema 9. "La struttura dell'atomo. Legge periodica e sistema periodico degli elementi chimici di D. I. Mendeleev (PSCE)"."

• Legge periodica - Legge periodica e struttura degli atomi Grado 8–9
  Dovresti sapere: le leggi del riempimento degli orbitali con gli elettroni (principio di minima energia, principio di Pauli, regola di Hund), la struttura del sistema periodico degli elementi.

  Dovresti essere in grado di: determinare la composizione di un atomo dalla posizione di un elemento nel sistema periodico e, al contrario, trovare un elemento nel sistema periodico, conoscendone la composizione; rappresentare il diagramma della struttura, la configurazione elettronica di un atomo, ione e, al contrario, determinare la posizione di un elemento chimico nel PSCE dal diagramma e dalla configurazione elettronica; caratterizzare l'elemento e le sostanze che esso forma secondo la sua posizione nella PSCE; determinare i cambiamenti nel raggio degli atomi, le proprietà degli elementi chimici e le sostanze che formano entro un periodo e un sottogruppo principale del sistema periodico.

  Esempio 1 Determina il numero di orbitali nel terzo livello elettronico. Cosa sono questi orbitali?
  Per determinare il numero di orbitali, utilizziamo la formula n orbitali = n 2, dove n- numero di livello. n orbitali = 3 2 = 9. Uno 3 S-, tre 3 P- e cinque 3 D-orbitali.

  Esempio 2 Determina l'atomo di quale elemento ha la formula elettronica 1 S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 1 .
  Per determinare quale elemento è, devi scoprire il suo numero di serie, che è uguale al numero totale di elettroni nell'atomo. In questo caso: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Questo è alluminio.

  Dopo esserti assicurato che tutto ciò di cui hai bisogno sia appreso, procedi con le attività. Ti auguriamo successo.

  
  Letteratura consigliata:
  • O. S. Gabrielyan e altri Chimica, 11° grado. M., Otarda, 2002;
  • GE Rudzitis, FG Feldman. Chimica 11 cellule. M., Istruzione, 2001.