Atoma struktūra, ķīmiskā saite, valence un molekulu struktūra. Ķīmisko elementu atomu uzbūve

Dokumentālās izglītojošas filmas. Sērija "Fizika".

Atoms (no grieķu atomos - nedalāms) - viena kodola, ķīmiski nedalāma daļiņa ķīmiskais elements, matērijas īpašību nesējs. Vielas sastāv no atomiem. Pats atoms sastāv no pozitīvi lādēta kodola un negatīvi lādēta elektronu mākoņa. Kopumā atoms ir elektriski neitrāls. Atoma izmēru pilnībā nosaka tā elektronu mākoņa lielums, jo kodola izmērs ir niecīgs salīdzinājumā ar elektronu mākoņa izmēru. Kodols sastāv no Z pozitīvi lādētiem protoniem (protonu lādiņš atbilst +1 parastajās vienībās) un N neitroniem, kas nenes lādiņu (protonus un neitronus sauc par nukleoniem). Tādējādi kodola lādiņu nosaka tikai protonu skaits un tas ir vienāds ar elementa kārtas numuru periodiskajā tabulā. Kodola pozitīvo lādiņu kompensē negatīvi lādēti elektroni (elektronu lādiņš -1 patvaļīgās vienībās), kas veido elektronu mākoni. Elektronu skaits ir vienāds ar protonu skaitu. Protonu un neitronu masas ir vienādas (attiecīgi 1 un 1 amu).

Atoma masu nosaka tā kodola masa, jo elektrona masa ir aptuveni 1850 reižu mazāka par protona un neitrona masu, un to reti ņem vērā aprēķinos. Neitronu skaitu var atrast pēc starpības starp atoma masu un protonu skaitu (N=A-Z). Jebkura ķīmiskā elementa atomu tips ar kodolu, kas sastāv no stingri noteiktu skaitli protonus (Z) un neitronus (N) sauc par nuklīdu.

Pirms pētīt elektrona īpašības un elektronisko līmeņu veidošanās noteikumus, ir jāpieskaras priekšstatu par atoma uzbūvi veidošanās vēsturei. Mēs neapskatīsim pilnu atoma struktūras veidošanās vēsturi, bet pakavēsimies tikai pie visatbilstošākajām un "pareizākajām" idejām, kas var visskaidrāk parādīt, kā elektroni atrodas atomā. Atomu kā matērijas elementāro sastāvdaļu klātbūtni pirmo reizi ierosināja senie grieķu filozofi. Pēc tam atoma uzbūves vēsture gāja pa grūtu ceļu un dažādām idejām, piemēram, par atoma nedalāmību, Tomsona atoma modeli un citām. Vistuvākais izrādījās Ernesta Raterforda 1911. gadā piedāvātais atoma modelis. Viņš salīdzināja atomu ar Saules sistēma, kur atoma kodols darbojās kā saule, un elektroni pārvietojās ap to kā planētas. Elektronu novietošana stacionārās orbītās bija ļoti svarīgs solis atoma struktūras izpratnē. Tomēr tādi planētu modelis atoma struktūra bija pretrunā ar klasisko mehāniku. Fakts ir tāds, ka, kad elektrons pārvietojās orbītā, tam bija jāzaudē potenciālā enerģija un galu galā "jānokrīt" uz kodolu, un atomam bija jāpārtrauc pastāvēt. Šāds paradokss tika novērsts, ieviešot Nīlsa Bora postulātus. Saskaņā ar šiem postulātiem elektrons pārvietojās pa stacionārām orbītām ap kodolu un normālos apstākļos neabsorbēja un neizstaro enerģiju. Postulāti liecina, ka klasiskās mehānikas likumi nav piemēroti atoma aprakstīšanai. Šo atoma modeli sauc par Bora-Ruterforda modeli. turpinājums planētu struktūra atoms ir atoma kvantu mehāniskais modelis, saskaņā ar kuru mēs aplūkosim elektronu.

Elektrons ir kvazidaļiņa, kas parāda korpuskulāro viļņu duālismu. Tā vienlaikus ir gan daļiņa (ķermenis), gan vilnis. Daļiņu īpašībās ietilpst elektrona masa un tā lādiņš, bet viļņu īpašības - difrakcijas un interferences spēja. Sakarība starp elektrona viļņu un korpuskulārajām īpašībām ir atspoguļota de Broglie vienādojumā.

(Lekciju piezīmes)

Atoma struktūra. Ievads.

Ķīmijas izpētes objekts ir ķīmiskie elementi un to savienojumi. ķīmiskais elements Tiek saukta atomu grupa ar vienādu pozitīvu lādiņu. Atom ir mazākā ķīmiskā elementa daļiņa, kas to saglabā Ķīmiskās īpašības. Savienojoties viens ar otru, viena vai dažādu elementu atomi veido sarežģītākas daļiņas - molekulas. Atomu vai molekulu kolekcija veido ķīmiskas vielas. Katrai atsevišķai ķīmiskai vielai ir raksturīgs individuālu fizikālo īpašību kopums, piemēram, viršanas un kušanas temperatūra, blīvums, elektriskā un siltuma vadītspēja utt.

1. Atoma uzbūve un Periodiskā elementu sistēma

DI. Mendeļejevs.

Zināšanas un izpratne par pasūtījuma aizpildīšanas modeļiem Periodiskā sistēma elementi D.I. Mendeļejevs ļauj mums saprast sekojošo:

1. noteiktu elementu dabā pastāvēšanas fiziskā būtība,

2. elementa ķīmiskās valences raksturs;

3. elementa spēja un "vieglums" dot vai saņemt elektronus, mijiedarbojoties ar citu elementu;

4. var veidoties ķīmisko saišu raksturs dotais elements mijiedarbojoties ar citiem elementiem, vienkāršu un sarežģītu molekulu telpiskā uzbūve utt., utt.

Atoma struktūra.

Atoms ir sarežģīta elementārdaļiņu mikrosistēma, kas kustas un mijiedarbojas viena ar otru.

19. gadsimta beigās un 20. gadsimta sākumā tika konstatēts, ka atomi sastāv no mazākām daļiņām: neitroniem, protoniem un elektroniem.Pēdējās divas daļiņas ir lādētas daļiņas, protons nes pozitīvu lādiņu, elektrons ir negatīvs. Tā kā elementa atomi pamatstāvoklī ir elektriski neitrāli, tas nozīmē, ka jebkura elementa atomā esošo protonu skaits ir vienāds ar elektronu skaitu. Atomu masu nosaka protonu un neitronu masu summa, kuru skaits ir vienāds ar starpību starp atomu masu un tās kārtas numuru D.I. periodiskajā sistēmā. Mendeļejevs.

1926. gadā Šrēdingers ierosināja aprakstīt mikrodaļiņu kustību elementa atomā, izmantojot viņa atvasināto viļņu vienādojumu. Atrisinot Šrēdingera viļņa vienādojumu ūdeņraža atomam, parādās trīs veseli kvantu skaitļi: n, ℓ un m ℓ , kas raksturo elektrona stāvokli trīsdimensiju telpā kodola centrālajā laukā. kvantu skaitļi n, ℓ un m ℓ ņemt veselas vērtības. Viļņu funkcija, ko nosaka trīs kvantu skaitļi n, ℓ un m ℓ un iegūta Šrēdingera vienādojuma atrisināšanas rezultātā, sauc par orbitāli. Orbitāle ir telpas apgabals, kurā, visticamāk, ir atrodams elektrons. kas pieder pie ķīmiskā elementa atoma. Tādējādi Šrēdingera vienādojuma risinājums ūdeņraža atomam noved pie trīs kvantu skaitļu parādīšanās, fiziskā nozīme tas ir, ka tie raksturo trīs dažādus orbitāļu veidus, kas var būt atomam. Apskatīsim tuvāk katru kvantu skaitli.

Galvenais kvantu skaitlis n var pieņemt jebkuras pozitīvas veselas vērtības: n = 1,2,3,4,5,6,7… Tas raksturo elektroniskā nivelējuma enerģiju un elektroniskā "mākona" izmēru. Raksturīgi, ka galvenā kvantu skaitļa skaitlis sakrīt ar tā perioda numuru, kurā atrodas dotais elements.

Azimutālais vai orbitālais kvantu skaitlisℓ var ņemt veselus skaitļus no ℓ = 0….līdz n – 1 un nosaka elektronu kustības momentu, t.i. orbītas forma. Dažādām ℓ skaitliskām vērtībām tiek izmantots šāds apzīmējums: ℓ = 0, 1, 2, 3, un tiek apzīmēti ar simboliem s, lpp, d, f, attiecīgi par ℓ = 0, 1, 2 un 3. Periodiskajā elementu tabulā nav elementu ar griešanās skaitli ℓ = 4.

Magnētiskais kvantu skaitlism ℓ raksturo elektronu orbitāļu telpisko izvietojumu un līdz ar to arī elektrona elektromagnētiskās īpašības. Tas var ņemt vērtības no - ℓ uz + ℓ , ieskaitot nulli.

Atomu orbitāļu forma vai, precīzāk, simetrijas īpašības ir atkarīgas no kvantu skaitļi ℓ un m ℓ . "elektroniskais mākonis", kas atbilst s- orbitālēm ir bumbiņas forma (tajā pašā laikā ℓ = 0).

1. att. 1s orbitāle

Orbitāles, kas noteiktas ar kvantu skaitļiem ℓ = 1 un m ℓ = -1, 0 un +1, sauc par p-orbitālēm. Tā kā m ℓ ir trīs dažādas vērtības, tad atomam ir trīs enerģētiski līdzvērtīgas p-orbitāles (galvenais kvantu skaitlis tām ir vienāds un var būt ar vērtību n = 2,3,4,5,6 vai 7). p-Orbitālēm ir aksiāla simetrija un trīsdimensiju astoņnieku forma, kas ārējā laukā ir orientētas pa x, y un z asīm (1.2. att.). Līdz ar to simbolu p x , p y un p z izcelsme.

2. att. p x , p y un p z -orbitāles

Turklāt ir d- un f-atomu orbitāles, pirmajai ℓ = 2 un m ℓ = -2, -1, 0, +1 un +2, t.i. pieci AO, otrajam ℓ = 3 un m ℓ = -3, -2, -1, 0, +1, +2 un +3, t.i. 7 AO.

ceturtais kvants m s To sauc par spin kvantu skaitli, lai izskaidrotu dažus smalkus efektus ūdeņraža atoma spektrā, ieviesa Goudsmits un Ulenbeks 1925. gadā. Elektrona spins ir elektrona uzlādētas elementārdaļiņas leņķiskais impulss, kura orientācija ir kvantēta, t.i. stingri ierobežoti noteiktos leņķos. Šo orientāciju nosaka griešanās magnētiskā kvantu skaitļa (-u) vērtība, kas elektronam ir ½ , tāpēc elektronam saskaņā ar kvantēšanas noteikumiem m s = ± ½. Šajā sakarā trīs kvantu skaitļu kopai jāpievieno kvantu skaitlis m s . Vēlreiz uzsveram, ka četri kvantu skaitļi nosaka secību, kādā tiek veidota Mendeļejeva periodiskā elementu tabula, un izskaidro, kāpēc pirmajā periodā ir tikai divi elementi, otrajā un trešajā – astoņi, ceturtajā – 18 utt. , lai izskaidrotu atomu daudzelektronu uzbūvi, elektronisko līmeņu piepildīšanās secību, palielinoties atoma pozitīvajam lādiņam, nepietiek ar priekšstatu par četriem kvantu skaitļiem, kas "pārvalda" elektronu uzvedību. aizpildot elektroniskās orbitāles, bet jums ir jāzina vairāk vienkārši noteikumi, proti, Pauli princips, Gunda likums un Klečkovska likumi.

Pēc Pauli principa tajā pašā kvantu stāvoklī, ko raksturo noteiktas četru kvantu skaitļu vērtības, nevar būt vairāk par vienu elektronu. Tas nozīmē, ka vienu elektronu principā var novietot jebkurā atoma orbitālē. Divi elektroni var atrasties vienā atomu orbitālē tikai tad, ja tiem ir atšķirīgi spina kvantu skaitļi.

Piepildot trīs p-AO, piecus d-AO un septiņus f-AO ar elektroniem, jāvadās ne tikai pēc Pauli principa, bet arī pēc Hunda likuma: Viena apakščaulas orbitāļu piepildīšanās pamatstāvoklī notiek ar elektroniem ar vienādiem spiniem.

Aizpildot apakšapvalkus (lpp, d, f) griezienu summas absolūtajai vērtībai jābūt maksimālai.

Klečkovska valdīšana. Saskaņā ar Klečkovska likumu, pildotd un fjārespektē elektronu orbītaminimālās enerģijas princips. Saskaņā ar šo principu elektroni pamata stāvoklī aizpilda orbītas ar minimāliem enerģijas līmeņiem. Apakšlīmeņa enerģiju nosaka kvantu skaitļu summan + ℓ = E .

Klečkovska pirmais noteikums: vispirms aizpildiet tos apakšlīmeņus, kuriemn + ℓ = E minimāls.

Klečkovska otrais noteikums: vienlīdzības gadījumān + ℓ vairākiem apakšlīmeņiem, kuru apakšlīmenisn minimāls .

Šobrīd ir zināmi 109 elementi.

2. Jonizācijas enerģija, elektronu afinitāte un elektronegativitāte.

Svarīgākie atoma elektroniskās konfigurācijas raksturlielumi ir jonizācijas enerģija (EI) jeb jonizācijas potenciāls (IP) un atoma elektronu afinitāte (SE). Jonizācijas enerģija ir enerģijas izmaiņas elektrona atslāņošanās procesā no brīva atoma 0 K temperatūrā: A = + + ē . Jonizācijas enerģijas atkarībai no elementa atomskaitļa Z, atoma rādiusa lieluma ir izteikts periodisks raksturs.

Elektronu afinitāte (SE) ir enerģijas izmaiņas, kas pavada elektrona pievienošanu izolētam atomam, veidojot negatīvu jonu 0 K temperatūrā: A + ē = A - (atoms un jons atrodas savos pamatstāvokļos).Šajā gadījumā elektrons aizņem zemāko brīvo atomu orbitāli (LUAO), ja VZAO aizņem divi elektroni. SE ir ļoti atkarīga no to orbitālās elektroniskās konfigurācijas.

EI un SE izmaiņas korelē ar daudzu elementu un to savienojumu īpašību izmaiņām, ko izmanto, lai prognozētu šīs īpašības no EI un SE vērtībām. Halogēniem ir visaugstākā absolūtā elektronu afinitāte. Katrā elementu periodiskās tabulas grupā jonizācijas potenciāls jeb EI samazinās, palielinoties elementu skaitam, kas ir saistīts ar atoma rādiusa palielināšanos un ar elektronu slāņu skaita palielināšanos, un kas labi korelē ar elementa samazināšanas jauda.

Elementu periodiskās tabulas 1. tabulā ir norādītas EI un SE vērtības eV/atom. Pieraksti to precīzas vērtības SE ir zināmi tikai dažiem atomiem, to vērtības ir pasvītrotas 1. tabulā.

1. tabula

Atomu pirmā jonizācijas enerģija (EI), elektronu afinitāte (SE) un elektronegativitāte χ) periodiskajā sistēmā.

χ	0.747 2. 1 0 0, 3 7																	1,2 2
χ	0.54 1. 55	-0.3 1. 1 3											0.2 0. 91	1.2 5	-0. 1 0, 55	1.47 0. 59	3.45 0. 64	1 ,60
χ	0. 7 4 1. 89	-0.3 1 . 3 1 1 . 6 0											0. 6	1.63	0.7	2.07	3.61
χ	2.3 6	- 0 .6						1,26(α)				-0.9 1 . 39	0. 18	1.2	0. 6	2.07	3.36
χ	2.4 8											-0.6 1 . 56	0. 2			2.2
χ	2.6 7	2, 2 1						Os

χ - Paulinga elektronegativitāte

r- atomu rādiuss, (no "Vispārējās un neorganiskās ķīmijas laboratorijas un semināru nodarbības", N. S. Akhmetovs, M. K. Azizova, L. I. Badigina)

Ķīmiskās vielas ir lietas, kas veido pasauli ap mums.

Katras ķīmiskās vielas īpašības iedala divos veidos: tās ir ķīmiskās, kas raksturo tās spēju veidot citas vielas, un fizikālās, kuras objektīvi novēro un var aplūkot atrauti no ķīmiskajām pārvērtībām. Tā, piemēram, vielas fizikālās īpašības ir tās agregācijas stāvoklis (ciets, šķidrs vai gāzveida), siltumvadītspēja, siltumietilpība, šķīdība dažādās vidēs (ūdenī, spirtā utt.), blīvums, krāsa, garša utt. .

Dažu pārvērtības ķīmiskās vielas citās vielās sauc par ķīmiskām parādībām vai ķīmiskām reakcijām. Jāpiebilst, ka pastāv arī fiziskas parādības, kuras, acīmredzot, pavada dažu pārmaiņu rezultātā fizikālās īpašības vielas, nepārvēršoties citās vielās. Fizikālās parādības ietver, piemēram, ledus kušanu, ūdens sasalšanu vai iztvaikošanu utt.

To, ka jebkura procesa gaitā notiek ķīmiska parādība, var secināt novērojot īpašības ķīmiskās reakcijas piemēram, krāsas maiņa, nokrišņi, gāzu izdalīšanās, siltuma un/vai gaismas evolūcija.

Tā, piemēram, secinājumu par ķīmisko reakciju norisi var izdarīt, novērojot:

Nosēdumu veidošanās vārot ūdeni, ko ikdienā sauc par katlakmeni;

Siltuma un gaismas izdalīšanās uguns degšanas laikā;

Mainiet šķēles krāsu svaigs ābols gaisā;

Gāzes burbuļu veidošanās mīklas raudzēšanas laikā utt.

Mazākās vielas daļiņas, kuras ķīmisko reakciju procesā praktiski nemainās, bet tikai jaunā veidā tiek savienotas viena ar otru, sauc par atomiem.

Pati ideja par šādu matērijas vienību esamību radās senā Grieķija seno filozofu apziņā, kas patiesībā izskaidro termina "atoms" izcelsmi, jo "atomos" burtiski tulkojumā no grieķu valodas nozīmē "nedalāms".

Tomēr pretēji idejai senie grieķu filozofi, atomi nav matērijas absolūtais minimums, t.i. pašiem ir sarežģīta struktūra.

Katrs atoms sastāv no tā sauktajām subatomiskajām daļiņām - protoniem, neitroniem un elektroniem, kas apzīmēti attiecīgi ar simboliem p + , n o un e - . Augšraksts izmantotajā apzīmējumā norāda, ka protonam ir vienības pozitīvs lādiņš, elektronam ir vienība negatīvs lādiņš un neitronam nav lādiņa.

Runājot par atoma kvalitatīvo uzbūvi, katram atomam visi protoni un neitroni ir koncentrēti tā sauktajā kodolā, ap kuru elektroni veido elektronu apvalku.

Protonam un neitronam ir praktiski vienādas masas, t.i. m p ≈ m n , un elektronu masa ir gandrīz 2000 reižu mazāka par katra no tām masu, t.i. m p / m e ≈ m n / m e ≈ 2000.

Tā kā atoma pamatīpašība ir tā elektriskā neitralitāte un viena elektrona lādiņš ir vienāds ar viena protona lādiņu, no tā var secināt, ka elektronu skaits jebkurā atomā ir vienāds ar protonu skaitu.

Tā, piemēram, zemāk esošajā tabulā parādīts iespējamais atomu sastāvs:

Atomu tips ar vienādu kodollādiņu, t.i. ar tas pats numurs protonus to kodolos sauc par ķīmiskajiem elementiem. Tādējādi no iepriekš esošās tabulas varam secināt, ka atoms1 un atoms2 pieder vienam ķīmiskajam elementam, bet atoms3 un atoms4 pieder citam ķīmiskajam elementam.

Katram ķīmiskajam elementam ir savs nosaukums un individuālais simbols, kas tiek lasīts noteiktā veidā. Tā, piemēram, visvienkāršākā ķīmiskā elementa, kura atomi satur tikai vienu protonu kodolā, nosaukums ir "ūdeņradis" un to apzīmē ar simbolu "H", ko lasa kā "pelni", un ķīmisko elementu. ar kodollādiņu +7 (t.i. satur 7 protonus) - "slāpeklis", ir simbols "N", kas tiek lasīts kā "en".

Kā redzams no iepriekšējās tabulas, viena ķīmiskā elementa atomi var atšķirties pēc neitronu skaita kodolos.

Atomus, kas pieder vienam un tam pašam ķīmiskajam elementam, bet kuriem ir atšķirīgs neitronu skaits un līdz ar to arī masa, sauc par izotopiem.

Tā, piemēram, ķīmiskajam elementam ūdeņradim ir trīs izotopi - 1 H, 2 H un 3 H. Indeksi 1, 2 un 3 virs simbola H nozīmē kopējo neitronu un protonu skaitu. Tie. zinot, ka ūdeņradis ir ķīmisks elements, kuram raksturīgs tas, ka tā atomu kodolos ir viens protons, varam secināt, ka 1H izotopā neitronu vispār nav (1-1 = 0), 2H izotops - 1 neitrons (2-1=1) un izotopā 3H - divi neitroni (3-1=2). Tā kā, kā jau minēts, neitronam un protonam ir vienāda masa un elektrona masa salīdzinājumā ar tiem ir niecīga, tas nozīmē, ka 2H izotops ir gandrīz divas reizes smagāks par 1H izotopu, bet 3H izotops. izotops ir pat trīsreiz smagāks.. Saistībā ar tik lielu ūdeņraža izotopu masu izplatību 2H un 3H izotopiem pat tika piešķirti atsevišķi atsevišķi nosaukumi un simboli, kas nav raksturīgi nevienam citam ķīmiskajam elementam. 2H izotopu nosauca par deitēriju un apzīmēja ar simbolu D, bet 3H izotopu nosauca par tritiju un apzīmēja T.

Ja mēs ņemam protona un neitrona masu kā vienotību un neņemam vērā elektrona masu, tad faktiski augšējo kreiso indeksu papildus kopējam protonu un neitronu skaitam atomā var uzskatīt par tā masu, un tāpēc šo indeksu sauc par masas skaitli un apzīmē ar simbolu A. Tā kā jebkura protona kodola lādiņš atbilst atomam un katra protona lādiņš nosacīti tiek uzskatīts par +1, protonu skaits sauc par kodolu maksas numurs(Z). Apzīmējot neitronu skaitu atomā ar burtu N, matemātiski attiecības starp masas skaitli, lādiņa skaitu un neitronu skaitu var izteikt šādi:

Saskaņā ar mūsdienu koncepcijām elektronam ir duāls (daļiņu viļņu) raksturs. Tam ir gan daļiņas, gan viļņa īpašības. Tāpat kā daļiņai, elektronam ir masa un lādiņš, bet tajā pašā laikā elektronu plūsmai, tāpat kā vilnim, ir raksturīga difrakcijas spēja.

Lai aprakstītu elektrona stāvokli atomā, tiek izmantoti attēlojumi kvantu mehānika, saskaņā ar kuru elektronam nav noteiktas kustības trajektorijas un tas var atrasties jebkurā telpas punktā, bet ar dažādām varbūtībām.

Telpas apgabalu ap kodolu, kurā, visticamāk, var atrast elektronu, sauc par atomu orbitāli.

Atomu orbitālei var būt dažāda forma, izmērs un orientācija. Atomu orbitāli sauc arī par elektronu mākoni.

Grafiski vienu atomu orbitāli parasti apzīmē kā kvadrātveida šūnu:

Kvantu mehānikai ir ārkārtīgi sarežģīts matemātiskais aparāts, tāpēc skolas ķīmijas kursa ietvaros tiek aplūkotas tikai kvantu mehānikas teorijas sekas.

Saskaņā ar šīm sekām jebkuru atomu orbitāli un elektronu, kas atrodas uz tās, pilnībā raksturo 4 kvantu skaitļi.

• Galvenais kvantu skaitlis - n - nosaka elektrona kopējo enerģiju noteiktā orbitālē. Galvenā kvantu skaitļa vērtību diapazons ir viss veseli skaitļi, t.i. n = 1,2,3,4, 5 utt.
• Orbitālais kvantu skaitlis - l - raksturo atomu orbitāles formu un var iegūt jebkuras veselas vērtības no 0 līdz n-1, kur n, atsaukšana, ir galvenais kvantu skaitlis.

Tiek izsauktas orbitāles ar l = 0 s- orbitāles. s-orbitāles ir sfēriskas un tām nav virziena telpā:

Tiek izsauktas orbitāles ar l = 1 lpp- orbitāles. Šīm orbitālēm ir trīsdimensiju astoņnieka forma, t.i. forma, kas iegūta, pagriežot astoņu figūru ap simetrijas asi, un ārēji atgādina hanteli:

Tiek izsauktas orbitāles ar l = 2 d- orbitāles, un ar l = 3 – f- orbitāles. To struktūra ir daudz sarežģītāka.

3) Magnētiskais kvantu skaitlis - m l - nosaka konkrētas atoma orbitāles telpisko orientāciju un izsaka orbītas leņķiskā impulsa projekciju virzienā magnētiskais lauks. Magnētiskais kvantu skaitlis m l atbilst orbitāles orientācijai attiecībā pret ārējā magnētiskā lauka intensitātes vektora virzienu un var pieņemt jebkuras veselas vērtības no –l līdz +l, ieskaitot 0, t.i. Kopā iespējamās vērtības vienāds (2l+1). Tā, piemēram, ar l = 0 m l = 0 (viena vērtība), ar l = 1 m l = -1, 0, +1 (trīs vērtības), ar l = 2 m l = -2, -1, 0, + 1, +2 (piecas magnētiskā kvantu skaitļa vērtības) utt.

Tātad, piemēram, p-orbitāles, t.i. orbitāles ar orbitālo kvantu skaitli l = 1, kurām ir "trīsdimensiju figūras astoņi" forma, atbilst trim magnētiskā kvantu skaitļa vērtībām (-1, 0, +1), kas, savukārt, atbilst uz trim virzieniem telpā, kas ir perpendikulāri viens otram.

4) spina kvantu skaitli (vai vienkārši spinu) - m s - var nosacīti uzskatīt par atbildīgu par elektrona rotācijas virzienu atomā, tas var pieņemt vērtības. Elektronus ar dažādiem griezieniem norāda ar vertikālām bultiņām, kas vērstas dažādos virzienos: ↓ un .

Visu atoma orbitāļu kopu, kurām ir vienāda galvenā kvantu skaitļa vērtība, sauc par enerģijas līmeni vai elektronu apvalks. Jebkurš patvaļīgs enerģijas līmenis ar kādu skaitli n sastāv no n 2 orbitālēm.

Daudzas orbitāles ar tās pašas vērtības galvenais kvantu skaitlis un orbitālais kvantu skaitlis apzīmē enerģijas apakšlīmeni.

Katrs enerģijas līmenis, kas atbilst galvenajam kvantu skaitlim n, satur n apakšlīmeņus. Savukārt katrs enerģijas apakšlīmenis ar orbitālo kvantu skaitli l sastāv no (2l + 1) orbitālēm. Tādējādi s-apakšslānis sastāv no vienas s-orbitāles, p-apakšslānis - trīs p-orbitālēm, d-apakšslānis - piecām d-orbitālēm, bet f-apakšslānis - septiņām f-orbitālēm. Tā kā, kā jau minēts, vienu atomu orbitāli bieži apzīmē ar vienu kvadrātveida šūnu, s-, p-, d- un f-apakšlīmeņus var grafiski attēlot šādi:

Katra orbitāle atbilst individuālai stingri noteiktai trīs kvantu skaitļu kopai n, l un m l .

Elektronu sadalījumu orbitālēs sauc par elektronu konfigurāciju.

Atomu orbitāļu piepildīšana ar elektroniem notiek saskaņā ar trim nosacījumiem:

• Minimālās enerģijas princips: elektroni aizpilda orbitāles, sākot no zemākā enerģijas apakšlīmeņa. Apakšlīmeņu secība enerģijas pieauguma secībā ir šāda: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;

Lai šo elektronisko apakšlīmeņu aizpildīšanas secību būtu vieglāk atcerēties, ļoti ērts ir šāds grafiskais attēls:

• Pauli princips: katrā orbitālē var būt ne vairāk kā divi elektroni.

Ja orbitālē ir viens elektrons, tad to sauc par nesapārotu, un, ja ir divi, tad tos sauc par elektronu pāri.

• Hunda noteikums: visstabilākais atoma stāvoklis ir tāds, kurā vienā apakšlīmenī atomam ir maksimālais iespējamais nepāra elektronu skaits. Šo stabilāko atoma stāvokli sauc par pamatstāvokli.

Faktiski iepriekšminētais nozīmē, ka, piemēram, 1., 2., 3. un 4. elektrona izvietošana uz trim p-apakšlīmeņa orbitālēm tiks veikta šādi:

Atomu orbitāļu piepildīšana no ūdeņraža, kura lādiņa numurs ir vienāds ar 1, uz kriptonu (Kr) ar lādiņa numuru 36, tiks veikta šādi:

Līdzīgu atomu orbitāļu piepildīšanas secības attēlojumu sauc par enerģijas diagrammu. Pamatojoties uz atsevišķu elementu elektroniskajām diagrammām, varat pierakstīt to tā sauktās elektroniskās formulas (konfigurācijas). Tā, piemēram, elements ar 15 protoniem un rezultātā 15 elektroniem, t.i. fosforam (P) būs šāda enerģijas diagramma:

Pārvēršot elektroniskā formulā, fosfora atoms iegūs šādu formu:

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

Normāla izmēra cipari pa kreisi no apakšlīmeņa simbola parāda enerģijas līmeņa numuru, un augšējie rādītāji pa labi no apakšlīmeņa simbola parāda elektronu skaitu attiecīgajā apakšlīmenī.

Zemāk ir D.I. pirmo 36 elementu elektroniskās formulas. Mendeļejevs.

periodā	Preces Nr.	simbols	virsraksts	elektroniskā formula
es	1	H	ūdeņradis	1s 1
	2	Viņš	hēlijs	1s2
II	3	Li	litijs	1s2 2s1
	4	Esi	berilija	1s2 2s2
	5	B	bors	1s 2 2s 2 2p 1
	6	C	ogleklis	1s 2 2s 2 2p 2
	7	N	slāpeklis	1s 2 2s 2 2p 3
	8	O	skābeklis	1s 2 2s 2 2p 4
	9	F	fluors	1s 2 2s 2 2p 5
	10	Ne	neona	1s 2 2s 2 2p 6
III	11	Na	nātrijs	1s 2 2s 2 2p 6 3s 1
	12	mg	magnijs	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2
	13	Al	alumīnija	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1
	14	Si	silīcijs	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2
	15	P	fosfors	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3
	16	S	sērs	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4
	17	Cl	hlors	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
	18	Ar	argons	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6
IV	19	K	kālijs	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1
	20	Ca	kalcijs	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2
	21	sc	skandijs	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1
	22	Ti	titāns	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2
	23	V	vanādijs	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3
	24	Kr	hroms	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 s uz d apakšlīmenis
	25	Mn	mangāns	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5
	26	Fe	dzelzs	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6
	27	co	kobalts	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7
	28	Ni	niķelis	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8
	29	Cu	varš	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 s uz d apakšlīmenis
	30	Zn	cinks	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10
	31	Ga	gallijs	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3p 10 4p 1
	32	Ge	germānija	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2
	33	Kā	arsēns	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3
	34	Se	selēns	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4
	35	Br	broms	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5
	36	kr	kriptons	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6

Kā jau minēts, pamatstāvoklī elektroni atomu orbitālēs ir sakārtoti pēc mazākās enerģijas principa. Tomēr tukšu p-orbitāļu klātbūtnē atoma pamatstāvoklī bieži vien, kad tam tiek nodota enerģijas pārpalikums, atoms var tikt pārnests uz tā saukto ierosināto stāvokli. Tā, piemēram, bora atomam tā pamata stāvoklī ir elektroniska konfigurācija un šādas formas enerģijas diagramma:

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

Un satrauktā stāvoklī (*), t.i. Kad bora atomam tiek piešķirta enerģija, tā elektroniskā konfigurācija un enerģijas diagramma izskatīsies šādi:

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

Atkarībā no tā, kurš apakšlīmenis atomā ir aizpildīts pēdējais, ķīmiskos elementus iedala s, p, d vai f.

s, p, d un f elementu atrašana tabulā D.I. Mendeļejevs:

• s-elementiem ir pēdējais s-apakšlīmenis, kas jāaizpilda. Šie elementi ietver I un II grupas galveno (tabulas šūnā pa kreisi) apakšgrupu elementus.
• P-elementiem p-apakšlīmenis ir aizpildīts. P-elementi ietver katra perioda pēdējos sešus elementus, izņemot pirmo un septīto, kā arī III-VIII grupu galveno apakšgrupu elementus.
• d-elementi lielos periodos atrodas starp s- un p-elementiem.
• F-elementus sauc par lantanīdiem un aktinīdiem. Tos tabulas apakšā novieto D.I. Mendeļejevs.

Nodarbība veltīta priekšstatu veidošanai par atoma sarežģīto uzbūvi. Tiek aplūkots elektronu stāvoklis atomā, ieviesti jēdzieni "atomu orbitāle un elektronu mākonis", orbitāļu formas (s--, p-, d-orbitāles). Tiek ņemti vērā arī tādi aspekti kā maksimālais elektronu skaits enerģijas līmeņos un apakšlīmeņos, elektronu sadalījums pa enerģijas līmeņiem un apakšlīmeņiem pirmo četru periodu elementu atomos, s-, p- un d-elementu valences elektroni. Dota atomu elektronisko slāņu uzbūves grafiskā diagramma (elektrongrafiskā formula).

Tēma: Atoma uzbūve. Periodiskais likums D.I. Mendeļejevs

Nodarbība: atoma uzbūve

Tulkojumā no grieķu valodas vārds " atoms" nozīmē "nedalāms". Tomēr ir atklātas parādības, kas parāda tās sadalīšanas iespējamību. Tie ir rentgenstaru emisija, katodstaru emisija, fotoelektriskā efekta fenomens, radioaktivitātes fenomens. Elektroni, protoni un neitroni ir daļiņas, kas veido atomu. Viņus sauc subatomiskās daļiņas.

Tab. viens

Papildus protoniem lielākā daļa atomu satur kodolu neitroni par kuriem nav jāmaksā. Kā redzams no tabulas. 1, neitrona masa praktiski neatšķiras no protona masas. Protoni un neitroni veido atoma kodolu un tiek saukti nukleoni (kodols - kodols). To lādiņi un masas atomu masas vienībās (a.m.u.) parādītas 1. tabulā. Aprēķinot atoma masu, elektrona masu var neņemt vērā.

Atoma masa ( masas skaitlis) ir vienāds ar protonu un neitronu masu summu, kas veido tā kodolu. Masas skaitlis tiek apzīmēts ar burtu BET. No šī daudzuma nosaukuma var redzēt, ka tas ir cieši saistīts ar elementa atommasu, kas noapaļota līdz veselam skaitlim. A=Z+N

Šeit A- atoma masas skaitlis (protonu un neitronu summa), Z- kodollādiņš (protonu skaits kodolā), N ir neitronu skaits kodolā. Saskaņā ar izotopu doktrīnu jēdzienam "ķīmiskais elements" var dot šādu definīciju:

ķīmiskais elements Tiek saukta atomu grupa ar vienādu kodollādiņu.

Daži elementi pastāv kā vairāki izotopi. "Izotopi" nozīmē "ieņem vienu un to pašu vietu". Izotopiem ir vienāds protonu skaits, taču tie atšķiras pēc masas, t.i., neitronu skaita kodolā (skaits N). Tā kā neitroniem ir maza ietekme uz elementu ķīmiskajām īpašībām, visi viena un tā paša elementa izotopi ir ķīmiski neatšķirami.

Izotopus sauc par viena un tā paša ķīmiskā elementa atomu šķirnēm ar vienādu kodollādiņu (tas ir, ar tādu pašu protonu skaitu), bet ar atšķirīgu neitronu skaitu kodolā.

Izotopi atšķiras viens no otra tikai pēc masas skaita. To norāda vai nu augšraksts labajā stūrī, vai rindā: 12 C vai C-12 . Ja elements satur vairākus dabiskos izotopus, tad periodiskajā tabulā D.I. Mendeļejevs norāda tā vidējo atommasu, ņemot vērā izplatību. Piemēram, hlors satur 2 dabiskos izotopus 35 Cl un 37 Cl, kuru saturs ir attiecīgi 75% un 25%. Tādējādi hlora atomu masa būs vienāda ar:

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

Mākslīgi sintezētiem smagajiem atomiem kvadrātiekavās ir norādīta viena atommasas vērtība. Šī ir šī elementa stabilākā izotopa atomu masa.

Atoma uzbūves pamatmodeļi

Vēsturiski Tomsona atoma modelis bija pirmais 1897. gadā.

Rīsi. 1. J. Tomsona atoma uzbūves modelis

Angļu fiziķis J. J. Tomsons ierosināja, ka atomi sastāv no pozitīvi lādētas sfēras, kurā mijas elektroni (1. att.). Šo modeli tēlaini sauc par "plūmju pudiņu", bulciņu ar rozīnēm (kur "rozīnes" ir elektroni) vai "arbūzu" ar "sēklām" - elektroniem. Tomēr šis modelis tika pamests, jo tika iegūti eksperimentālie dati, kas tam bija pretrunā.

Rīsi. 2. E. Rezerforda atoma uzbūves modelis

1910. gadā angļu fiziķis Ernsts Raterfords kopā ar saviem studentiem Geigeru un Marsdenu veica eksperimentu, kas sniedza pārsteidzošus rezultātus, kas bija neizskaidrojami no Tomsona modeļa viedokļa. Ernsts Raterfords ar pieredzi pierādīja, ka atoma centrā atrodas pozitīvi lādēts kodols (2. att.), ap kuru, tāpat kā planētas ap Sauli, griežas elektroni. Atoms kopumā ir elektriski neitrāls, un elektroni tiek turēti atomā elektrostatiskās pievilkšanās spēku (Kulona spēku) dēļ. Šim modelim bija daudz pretrunu un, pats galvenais, tas nepaskaidroja, kāpēc elektroni nekrīt uz kodola, kā arī iespēju absorbēt un izstarot enerģiju no tā.

Dāņu fiziķis N. Bors 1913. gadā, par pamatu ņemot Rezerforda atoma modeli, ierosināja atoma modeli, kurā elektronu daļiņas riņķo ap atoma kodolu līdzīgi kā planētas ap Sauli.

Rīsi. 3. N. Bora planētu modelis

Bors ierosināja, ka elektroni atomā var stabili pastāvēt tikai orbītās stingri noteiktos attālumos no kodola. Šīs orbītas viņš sauca par stacionārām. Elektrons nevar pastāvēt ārpus stacionārām orbītām. Kāpēc tas tā, Bors toreiz nevarēja paskaidrot. Bet viņš parādīja, ka šāds modelis (3. att.) ļauj izskaidrot daudzus eksperimentālus faktus.

Pašlaik izmanto, lai aprakstītu atoma struktūru kvantu mehānika.Šī ir zinātne, kuras galvenais aspekts ir tas, ka elektronam vienlaikus piemīt daļiņas un viļņa īpašības, t.i., viļņu-daļiņu dualitāte. Saskaņā ar kvantu mehāniku, sauc telpas apgabalu, kurā elektrona atrašanas iespējamība ir vislielākāorbitālā. Jo tālāk elektrons atrodas no kodola, jo zemāka ir tā mijiedarbības enerģija ar kodolu. Veidojas elektroni ar līdzīgu enerģiju enerģijas līmenis. Enerģijas līmeņu skaits vienāds perioda numurs, kurā šis elements atrodas tabulā D.I. Mendeļejevs. Ir dažādas atomu orbitāļu formas. (4. att.). D-orbitālei un f-orbitālei ir sarežģītāka forma.

Rīsi. 4. Atomu orbitāļu formas

Jebkura atoma elektronu apvalkā ir tieši tik daudz elektronu, cik protonu ir tā kodolā, tāpēc atoms kopumā ir elektriski neitrāls. Elektroni atomā ir izkārtoti tā, lai to enerģija būtu minimāla. Jo tālāk elektrons atrodas no kodola, jo vairāk orbitāļu un sarežģītāka to forma. Katrā līmenī un apakšlīmenī var būt tikai noteikts skaits elektronu. Apakšlīmeņi savukārt sastāv no orbitāles.

Pirmajā enerģijas līmenī, kas ir vistuvāk kodolam, var būt viena sfēriska orbitāle ( 1 s). Otrajā enerģijas līmenī - sfēriska orbitāle, liela izmēra un trīs p-orbitāles: 2 s2 lpp. Trešajā līmenī: 3 s3 lpp3 dddd.

Papildus kustībai ap kodolu elektroniem ir arī kustība, ko var attēlot kā to kustību ap savu asi. Šo rotāciju sauc griezt ( joslā no angļu valodas. "vārpsta"). Vienā orbitālē var atrasties tikai divi elektroni ar pretējiem (pretparalēliem) spiniem.

Maksimums elektronu skaits uz enerģijas līmenis tiek noteikts pēc formulas N=2 n 2.

Kur n ir galvenais kvantu skaitlis (enerģijas līmeņa skaitlis). Skatīt tabulu. 2

Tab. 2

Atkarībā no tā, kurā orbitālē atrodas pēdējais elektrons, tie atšķiras s-, lpp-, d- elementi. Pieder galveno apakšgrupu elementi s-, lpp- elementi. Sānu apakšgrupās ir d- elementi

Atomu elektronisko slāņu uzbūves grafiskā diagramma (elektroniskā grafiskā formula).

Lai aprakstītu elektronu izvietojumu atomu orbitālēs, tiek izmantota elektroniskā konfigurācija. Lai to ierakstītu rindā, orbitāles tiek ierakstītas leģendā ( s--, lpp-, d-,f-orbitāles), un to priekšā ir skaitļi, kas norāda enerģijas līmeņa numuru. Jo lielāks skaitlis, jo tālāk elektrons atrodas no kodola. Ar lielajiem burtiem virs orbitāles apzīmējuma ir rakstīts elektronu skaits šajā orbitālē (5. att.).

Rīsi. 5

Grafiski elektronu sadalījumu atomu orbitālēs var attēlot kā šūnas. Katra šūna atbilst vienai orbitālei. Būs trīs šādas šūnas p-orbitālei, piecas d-orbitālei un septiņas f-orbitālei. Viena šūna var saturēt 1 vai 2 elektronus. Saskaņā ar Gunda likums, elektroni tiek sadalīti vienādas enerģijas orbitālēs (piemēram, trīs p-orbitālēs), vispirms pa vienam un tikai tad, kad katrā šādā orbitālē jau ir viens elektrons, sākas šo orbitāļu piepildīšanās ar otrajiem elektroniem. Tādus elektronus sauc pārī. Tas izskaidrojams ar to, ka blakus esošajās šūnās elektroni mazāk atgrūž viens otru kā līdzīgi lādētas daļiņas.

Skatīt att. 6 atomam 7 N.

Rīsi. 6

Skandija atoma elektroniskā konfigurācija

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

Elektronus ārējā enerģijas līmenī sauc par valences elektroniem. 21 sc attiecas uz d- elementi.

Apkopojot stundu

Nodarbībā tika apskatīta atoma uzbūve, elektronu stāvoklis atomā, iepazīstināts ar jēdzienu "atomu orbitāle un elektronu mākonis". Skolēni uzzināja, kāda ir orbitāļu forma ( s-, lpp-, d-orbitāles), kāds ir maksimālais elektronu skaits enerģijas līmeņos un apakšlīmeņos, elektronu sadalījums pa enerģijas līmeņiem, kāds ir s-, lpp- un d- elementi. Dota atomu elektronisko slāņu uzbūves grafiskā diagramma (elektrongrafiskā formula).

Bibliogrāfija

1. Rudzītis G.E. Ķīmija. Vispārējās ķīmijas pamati. 11. klase: mācību grāmata izglītības iestādēm: pamatlīmenis / G.E. Rudzītis, F.G. Feldmanis. - 14. izd. - M.: Izglītība, 2012.

2. Popel P.P. Ķīmija: 8. klase: mācību grāmata vispārējās izglītības iestādēm / P.P. Popels, L.S. Krivļa. - K .: Informācijas centrs "Akadēmija", 2008. - 240 lpp.: ill.

3. A.V. Manuilovs, V.I. Rodionovs. Ķīmijas pamati. Interneta apmācība.

Mājasdarbs

1. Nr.5-7 (22.lpp.) Rudzītis G.E. Ķīmija. Vispārējās ķīmijas pamati. 11. klase: mācību grāmata izglītības iestādēm: pamatlīmenis / G.E. Rudzītis, F.G. Feldmanis. - 14. izd. - M.: Izglītība, 2012.

2. Uzrakstiet elektroniskas formulas šādiem elementiem: 6 C, 12 Mg, 16 S, 21 Sc.

3. Elementiem ir šādas elektroniskās formulas: 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 . Kādi ir šie elementi?

Atoma sastāvs.

Atoms sastāv no atoma kodols un elektronu apvalks.

Atoma kodols sastāv no protoniem ( p+) un neitroni ( n 0). Lielākajai daļai ūdeņraža atomu ir viens protona kodols.

Protonu skaits N(p+) ir vienāds ar kodollādiņu ( Z) un elementa kārtas numurs dabiskajā elementu virknē (un periodiskajā elementu sistēmā).

N(lpp +) = Z

Neitronu skaita summa N(n 0), ko apzīmē vienkārši ar burtu N, un protonu skaits Z sauca masas skaitlis un ir atzīmēts ar burtu BET.

A = Z + N

Atoma elektronu apvalks sastāv no elektroniem, kas pārvietojas ap kodolu ( e -).

Elektronu skaits N(e-) neitrāla atoma elektronu apvalkā ir vienāds ar protonu skaitu Z tās pamatā.

Protona masa ir aptuveni vienāda ar neitrona masu un 1840 reizes lielāka par elektrona masu, tātad atoma masa praktiski ir vienāda ar kodola masu.

Atoma forma ir sfēriska. Kodola rādiuss ir aptuveni 100 000 reižu mazāks par atoma rādiusu.

Ķīmiskais elements- atomu tips (atomu kopa) ar vienādu kodollādiņu (ar vienādu protonu skaitu kodolā).

Izotops- viena elementa atomu kopa ar vienādu neitronu skaitu kodolā (vai atomu veids ar vienādu protonu skaitu un vienādu neitronu skaitu kodolā).

Dažādi izotopi atšķiras viens no otra ar neitronu skaitu to atomu kodolos.

Viena atoma vai izotopa apzīmējums: (E - elementa simbols), piemēram: .

Atoma elektronu apvalka uzbūve

atomu orbitāle ir elektrona stāvoklis atomā. Orbitālais simbols - . Katra orbitāle atbilst elektronu mākonim.

Reālu atomu orbitāles pamatstāvoklī (neiesāktā) ir četru veidu: s, lpp, d un f.

elektroniskais mākonis- telpas daļa, kurā elektronu var atrast ar 90 (vai vairāk) procentu varbūtību.

Piezīme: dažreiz jēdzieni "atomu orbitāle" un "elektronu mākonis" netiek izdalīti, abus saucot par "atomu orbitāliem".

Atoma elektronu apvalks ir slāņains. Elektroniskais slānis ko veido tāda paša izmēra elektronu mākoņi. Veidojas viena slāņa orbitāles elektroniskais ("enerģijas") līmenis, to enerģija ir vienāda ūdeņraža atomam, bet atšķirīga citiem atomiem.

Viena līmeņa orbitāles tiek grupētas elektroniskā (enerģija) apakšlīmeņi:
s- apakšlīmenis (sastāv no viena s-orbitāles), simbols - .
lpp apakšlīmenis (sastāv no trim lpp
d apakšlīmenis (sastāv no pieciem d-orbitāles), simbols - .
f apakšlīmenis (sastāv no septiņiem f-orbitāles), simbols - .

Viena un tā paša apakšlīmeņa orbitāļu enerģijas ir vienādas.

Apzīmējot apakšlīmeņus, apakšlīmeņa simbolam tiek pievienots slāņa numurs (elektroniskais līmenis), piemēram: 2 s, 3lpp, 5d nozīmē s- otrā līmeņa apakšlīmenis, lpp- trešā līmeņa apakšlīmenis, d- piektā līmeņa apakšlīmenis.

Kopējais apakšlīmeņu skaits vienā līmenī ir vienāds ar līmeņa numuru n. Kopējais orbitāļu skaits vienā līmenī ir n 2. Attiecīgi arī kopējais mākoņu skaits vienā slānī ir n 2 .

Apzīmējumi: - brīvā orbitāle (bez elektroniem), - orbitāle ar nepāra elektronu, - orbitāle ar elektronu pāri (ar diviem elektroniem).

Kārtību, kādā elektroni aizpilda atoma orbitāles, nosaka trīs dabas likumi (formulācijas dotas vienkāršotā veidā):

1. Mazākās enerģijas princips - elektroni aizpilda orbitāles orbitāļu enerģijas pieauguma secībā.

2. Pauli princips - vienā orbitālē nevar būt vairāk par diviem elektroniem.

3. Hunda noteikums - apakšlīmeņa ietvaros elektroni vispirms aizpilda brīvās orbitāles (pa vienam), un tikai pēc tam veido elektronu pārus.

Kopējais elektronu skaits elektroniskajā līmenī (vai elektroniskajā slānī) ir 2 n 2 .

Apakšlīmeņu sadalījums pēc enerģijas tiek izteikts tālāk (enerģijas pieauguma secībā):

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

Vizuāli šo secību izsaka enerģijas diagramma:

Atoma elektronu sadalījumu pa līmeņiem, apakšlīmeņiem un orbitālēm (atoma elektroniskā konfigurācija) var attēlot elektroniskas formulas, enerģijas diagrammas vai, vienkāršāk sakot, elektronu slāņa diagrammas veidā (" elektroniskā diagramma").

Atomu elektroniskās struktūras piemēri:

Valences elektroni- atoma elektroni, kas var piedalīties ķīmisko saišu veidošanā. Jebkuram atomam tie ir visi ārējie elektroni un tie iepriekšējie elektroni, kuru enerģija ir lielāka nekā ārējiem elektroniem. Piemēram: Ca atomam ir 4 ārējie elektroni s 2, tie ir arī valence; Fe atomam ir ārējie elektroni - 4 s 2, bet viņam ir 3 d 6, tātad dzelzs atomam ir 8 valences elektroni. Kalcija atoma valences elektroniskā formula ir 4 s 2 un dzelzs atomi - 4 s 2 3d 6 .

D. I. Mendeļejeva ķīmisko elementu periodiskā sistēma
(dabiskā ķīmisko elementu sistēma)

Periodiskais ķīmisko elementu likums(mūsdienu formulējums): ķīmisko elementu, kā arī to veidoto vienkāršo un sarežģīto vielu īpašības ir periodiski atkarīgas no atomu kodolu lādiņa vērtības.

Periodiskā sistēma- periodiskā likuma grafiskā izteiksme.

Dabiskais ķīmisko elementu klāsts- vairāki ķīmiskie elementi, kas veidoti atbilstoši protonu skaita pieaugumam to atomu kodolos vai, kas ir tas pats, atbilstoši šo atomu kodolu lādiņu pieaugumam. Elementa sērijas numurs šajā sērijā ir vienāds ar protonu skaitu jebkura šī elementa atoma kodolā.

Ķīmisko elementu tabula tiek veidota, "sagriežot" dabisko ķīmisko elementu sēriju periodi(tabulas horizontālās rindas) un elementu grupējumi (tabulas vertikālās kolonnas) ar līdzīgu atomu elektronisko struktūru.

Atkarībā no tā, kā elementi tiek apvienoti grupās, var būt tabula ilgs periods(elementi ar vienādu valences elektronu skaitu un veidu tiek savākti grupās) un īstermiņa(elementi ar vienādu valences elektronu skaitu tiek savākti grupās).

Īsā perioda tabulas grupas ir sadalītas apakšgrupās ( galvenais un blakus efekti), kas sakrīt ar garā perioda tabulas grupām.

Visiem viena perioda elementu atomiem ir vienāds elektronu slāņu skaits, kas vienāds ar perioda skaitu.

Elementu skaits periodos: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Lielākā daļa astotā perioda elementu iegūti mākslīgi, pēdējie šī perioda elementi vēl nav sintezēti. Visi periodi, izņemot pirmo, sākas ar sārmu metālu veidojošu elementu (Li, Na, K utt.) un beidzas ar cēlgāzes veidojošo elementu (He, Ne, Ar, Kr utt.).

Īsā perioda tabulā - astoņas grupas, no kurām katra ir sadalīta divās apakšgrupās (galvenajā un sekundārajā), garajā periodā - sešpadsmit grupas, kuras numurē ar romiešu cipariem ar burtiem A vai B, piemēram: IA, IIIB, VIA, VIIB. Garo periodu tabulas IA grupa atbilst īso periodu tabulas pirmās grupas galvenajai apakšgrupai; VIIB grupa - septītās grupas sekundārā apakšgrupa: pārējās - līdzīgi.

Ķīmisko elementu īpašības dabiski mainās grupās un periodos.

Periodos (ar pieaugošu sērijas numuru)

• palielinās kodollādiņš
• palielinās ārējo elektronu skaits,
• atomu rādiuss samazinās,
• palielinās elektronu saites stiprums ar kodolu (jonizācijas enerģija),
• palielinās elektronegativitāte.
• tiek uzlabotas vienkāršu vielu oksidējošās īpašības ("nemetāliskums"),
• vājina vienkāršu vielu reducējošās īpašības ("metāliskums"),
• vājina hidroksīdu un atbilstošo oksīdu pamatīpašību,
• palielinās hidroksīdu un atbilstošo oksīdu skābais raksturs.

Grupās (ar pieaugošu sērijas numuru)

• palielinās kodollādiņš
• atomu rādiuss palielinās (tikai A grupās),
• samazinās saites stiprums starp elektroniem un kodolu (jonizācijas enerģija; tikai A grupās),
• elektronegativitāte samazinās (tikai A grupās),
• vājina vienkāršu vielu oksidējošās īpašības ("nemetāliskums"; tikai A grupās),
• tiek uzlabotas vienkāršu vielu reducējošās īpašības ("metāliskums"; tikai A grupās),
• palielinās hidroksīdu un atbilstošo oksīdu pamatīpašība (tikai A grupās),
• vājinās hidroksīdu un atbilstošo oksīdu skābums (tikai A grupās),
• samazinās ūdeņraža savienojumu stabilitāte (palielinās to reducējošā aktivitāte; tikai A-grupās).

Uzdevumi un testi par tēmu "9. tēma. "Atoma uzbūve. D. I. Mendeļejeva (PSCE) periodiskais likums un periodiskā ķīmisko elementu sistēma."

• Periodiskais likums - Periodiskais likums un atomu uzbūve 8.–9. klase
  Jums jāzina: orbitāļu piepildīšanas ar elektroniem likumi (mazākās enerģijas princips, Pauli princips, Hunda likums), elementu periodiskās sistēmas uzbūve.

  Jāprot: noteikt atoma sastāvu pēc elementa stāvokļa periodiskajā sistēmā un, otrādi, atrast elementu periodiskajā sistēmā, zinot tā sastāvu; attēlo struktūras diagrammu, atoma elektronisko konfigurāciju, jonu un, otrādi, no diagrammas un elektroniskās konfigurācijas nosaka ķīmiskā elementa stāvokli PSCE; raksturo elementu un vielas, ko tas veido atbilstoši tā pozīcijai PSCE; nosaka izmaiņas atomu rādiusā, ķīmisko elementu un to veidojošo vielu īpašībās viena perioda un vienas periodiskās sistēmas galvenās apakšgrupas ietvaros.

  1. piemērs Nosakiet orbitāļu skaitu trešajā elektroniskajā līmenī. Kas ir šīs orbitāles?
  Lai noteiktu orbitāļu skaitu, mēs izmantojam formulu N orbitāles = n 2, kur n- līmeņa numurs. N orbitāles = 3 2 = 9. Viens 3 s-, trīs 3 lpp- un pieci 3 d- orbitāles.

  2. piemērs Nosakiet, kura elementa atomam ir elektroniskā formula 1 s 2 2s 2 2lpp 6 3s 2 3lpp 1 .
  Lai noteiktu, kurš elements tas ir, jums ir jānoskaidro tā sērijas numurs, kas ir vienāds ar kopējo elektronu skaitu atomā. Šajā gadījumā: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Tas ir alumīnijs.

  Kad esat pārliecinājies, ka viss nepieciešamais ir apgūts, pārejiet pie uzdevumiem. Mēs vēlam jums panākumus.

  
  Ieteicamā literatūra:
  • O. S. Gabrieljans un citi.Ķīmija, 11.kl. M., Bustards, 2002;
  • G. E. Rudzītis, F. G. Feldmanis. Ķīmija 11 šūnas. M., Izglītība, 2001.