Atomu elektronu apvalku uzbūve. Atoma uzbūves pamati

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 DI. Mendeļejevs

Nodarbība: atoma uzbūve

Tulkots no grieķu valoda, vārds " atoms" nozīmē "nedalāms". Tomēr ir atklātas parādības, kas parāda tās sadalīšanas iespējamību. Šī emisija rentgenstari, katoda staru 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 neitroni praktiski neietekmē Ķīmiskās īpašības elementi, visi viena un tā paša elementa izotopi ir ķīmiski neatšķirami.

Izotopus sauc par viena un tā paša ķīmiskā elementa atomu šķirnēm ar tādu pašu kodollādiņu (tas ir, ar tas pats numurs protoni), bet ar atšķirīgs numurs neitroni 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

Smagajiem mākslīgi sintezētajiem atomiem ir norādīta viena vērtība atomu masa kvadrātiekavās. Tā ir visstabilākā izotopa atomu masa dotais elements.

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 mehānika, 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 tuvu enerģiju enerģijas līmenis. Enerģijas līmeņu skaits vienāds perioda numurs, kurā šis elements atrodas tabulā D.I. Mendeļejevs. Pastāv dažādas formas atomu orbitāles. (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 numurs). 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, tiek ierakstītas orbitāles leģenda (s--, lpp-, d-,f-orbitāles), un to priekšā ir skaitļi, kas norāda enerģijas līmeņa numuru. Kā vairāk numuru jo tālāk elektrons atrodas no kodola. Ar lielajiem burtiem virs orbitāles apzīmējuma ir rakstīts elektronu skaits šajā orbitālē (5. att.).

Rīsi. pieci

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. Pamati vispārējā ķīmija. 11. klase: mācību grāmata priekš izglītības iestādēm: pamatlīmenis / G.E. Rudzītis, F.G. Feldmanis. - 14. izd. - M.: Izglītība, 2012.

2. Popel P.P. Ķīmija: 8. klase: vispārējās izglītības mācību grāmata 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?

Atom ir elektriski neitrāla daļiņa, kas sastāv no pozitīvi lādēta kodola un negatīvi lādētiem elektroniem.

Atomu kodolu uzbūve

Atomu kodoli sastāv no elementārdaļiņas divi veidi: protoni(lpp) Un neitroni(n). Tiek saukta protonu un neitronu summa viena atoma kodolā nukleona numurs:
,
kur BET- nukleona numurs, N- neitronu skaits, Z ir protonu skaits.
Protoniem ir pozitīvs lādiņš (+1), neitroniem nav lādiņa (0), elektroniem ir negatīvs lādiņš (-1). Protona un neitrona masas ir aptuveni vienādas, tās ņem vienādas ar 1. Elektrona masa ir daudz mazāka par protona masu, tāpēc ķīmijā to atstāj novārtā, ņemot vērā, ka visa atoma masa ir koncentrēts savā kodolā.
Pozitīvi lādēto protonu skaits kodolā ir vienāds ar negatīvi lādēto elektronu skaitu, tad atoms kopumā elektriski neitrāls.
Atomi ar vienādu kodollādiņu ir ķīmiskais elements.
Tiek saukti dažādu elementu atomi nuklīdus.
izotopi- viena un tā paša elementa atomi, kuriem ir atšķirīgs nukleonu skaits, jo kodolā ir atšķirīgs neitronu skaits.
Ūdeņraža izotopi

Vārds	A	Z	N
Protium N	1	1	0
Deitērijs D	2	1	1
Tritijs T	3	1	2

radioaktīvā sabrukšana

Nuklīdu kodoli var sadalīties, veidojoties citu elementu kodoliem, kā arī citām daļiņām.
Tiek saukta noteiktu elementu atomu spontāna sabrukšana radioaktīvs yu, un šādas vielas - radioaktīvs Un. Radioaktivitāti pavada elementārdaļiņu un elektromagnētisko viļņu emisija - starojums G.
Kodola sabrukšanas vienādojums- kodolreakcijas - ir rakstīti šādi:

Tiek saukts laiks, kas nepieciešams, lai puse no dotā nuklīda atomiem sabruktu Pus dzīve.
Tiek saukti elementi, kas satur tikai radioaktīvos izotopus radioaktīvs s. Tie ir elementi 61 un 84-107.

Radioaktīvās sabrukšanas veidi

1) -rozpa e.-tiek emitētas daļiņas, t.i. hēlija atoma kodoli. Šajā gadījumā izotopa nukleonu skaits samazinās par 4, un kodola lādiņš samazinās par 2 vienībām, piemēram:

2) -rozpa e. Nestabilā kodolā neitrons pārvēršas par protonu, bet kodols izstaro elektronus un antineitrīnus. Sabrukšanas laikā nukleonu skaits nemainās, un kodollādiņš palielinās par 1, piemēram:

3) -rozpa e. Ierosināts kodols izstaro starus ar ļoti īsu viļņa garumu, kamēr kodola enerģija samazinās, kodola nukleonu skaits un lādiņš nemainās, piemēram:

Struktūra elektronu čaulas pirmo trīs periodu elementu atomi

Elektronam ir divējāda daba: tas var uzvesties gan kā daļiņa, gan kā vilnis. Elektrons atomā nepārvietojas pa noteiktām trajektorijām, bet var atrasties jebkurā daļā ap kodoltelpu, tomēr tā atrašanās varbūtība dažādas daļasšī telpa nav vienāda. Tiek saukta zona ap kodolu, kurā, visticamāk, atrodas elektrons orbitālā Yu.
Katrs elektrons atomā atrodas noteiktā attālumā no kodola atbilstoši tā enerģijas rezervei. Elektroni ar vairāk vai mazāk vienādu enerģijas formu enerģijas rіvn un, vai elektroniskais slānis Un.
Ar elektroniem piepildīto enerģijas līmeņu skaits noteiktā elementa atomā ir vienāds ar tā perioda skaitu, kurā tas atrodas.
Elektronu skaits ārējā enerģijas līmenī ir vienāds ar grupas numuru, collaskurā elements atrodas.
Tajā pašā enerģijas līmenī elektroni var atšķirties pēc formas e mākoņi un, vai orbitālā Un. Ir šādas orbitāļu formas:
s- forma:
lpp- forma:
Tur ir arī d-, f-orbitāles un citas ar sarežģītāku formu.
Elektroni ar tādu pašu elektronu mākoņa formu veido to pašu energoapgāde Un: s-, lpp-, d-, f- apakšlīmeņi.
Apakšlīmeņu skaits katrā enerģijas līmenī ir vienāds ar šī līmeņa skaitu.
Viena enerģijas apakšlīmeņa ietvaros tas ir iespējams atšķirīgs sadalījums orbitāles kosmosā. Tātad, trīsdimensiju koordinātu sistēmā par s Orbitālēm var būt tikai viena pozīcija:

priekš R-orbitāles - trīs:

priekš d-orbitāles - pieci, priekš f-orbitāles - septiņas.
Orbitāles attēlo:
s-apakšlīmenis-
lpp-apakšlīmenis-
d-apakšlīmenis-
Elektrons diagrammās ir norādīts ar bultiņu, kas norāda tā spinu. Spins ir elektrona griešanās ap savu asi. To norāda ar bultiņu: vai . Ir ierakstīti divi elektroni vienā orbitālē, bet ne .
Vienā orbitālē nevar būt vairāk par diviem elektroniem ( Pauli princips).
Mazākā enerģijas patēriņa princips th : atomā katrs elektrons atrodas tā, lai tā enerģija būtu minimāla (kas atbilst tā lielākajai saitei ar kodolu).
Piemēram, elektronu sadalījums hlora atomā in:

Viens nepāra elektrons nosaka hlora valenci šajā stāvoklī - I.
Papildu enerģijas saņemšanas laikā (apstarošana, sildīšana) iespējams atdalīt elektronus (veicināšana). Šo atoma stāvokli sauc zbudzheni m. Šajā gadījumā palielinās nepāra elektronu skaits un attiecīgi mainās atoma valence.
Hlora atoma ierosinātais stāvoklis iekšā :

Attiecīgi starp nesapāroto elektronu skaitu hloram var būt III, V un VII valence.

Viss pasaulē sastāv no atomiem. Bet no kurienes tie radušies un no kā tie paši sastāv? Šodien mēs atbildam uz šiem vienkāršajiem un fundamentālajiem jautājumiem. Patiešām, daudzi cilvēki, kas dzīvo uz planētas, saka, ka viņi nesaprot atomu uzbūvi, no kuriem viņi paši sastāv.

Protams, dārgais lasītājs saprot, ka šajā rakstā mēs cenšamies visu izklāstīt visvienkāršākajā un interesantākajā līmenī, tāpēc mēs “nepielādējam” ar zinātniskiem terminiem. Tiem, kas vēlas izpētīt šo jautājumu vairāk profesionālajā līmenī, iesakām lasīt specializēto literatūru. Tomēr šajā rakstā sniegtā informācija var dot labu darbu jūsu studijām un tikai padarīt jūs erudītāku.

Atoms ir mikroskopiska izmēra un masas matērijas daļiņa, ķīmiskā elementa mazākā daļa, kas ir tā īpašību nesējs. Citiem vārdiem sakot, tā ir mazākā vielas daļiņa, kas var iesaistīties ķīmiskās reakcijās.

Atklājumu vēsture un struktūra

Atoma jēdziens bija zināms senajā Grieķijā. Atomisms ir fizikāla teorija, kas apgalvo, ka visi materiālie objekti sastāv no nedalāmām daļiņām. Kā arī Senā Grieķija, atomisma ideja paralēli tika attīstīta arī senajā Indijā.

Nav zināms, vai citplanētieši toreizējiem filozofiem stāstīja par atomiem, vai arī viņi paši par to domāja, taču ķīmiķi varēja eksperimentāli apstiprināt šo teoriju daudz vēlāk - tikai septiņpadsmitajā gadsimtā, kad Eiropa izcēlās no inkvizīcijas un vidus bezdibeņa. Vecumi.

Ilgu laiku dominējošā ideja par atoma struktūru bija ideja par to kā par nedalāmu daļiņu. Tas, ka atomu joprojām var sadalīt, kļuva skaidrs tikai divdesmitā gadsimta sākumā. Raterfords, pateicoties savam slavenajam eksperimentam ar alfa daļiņu novirzīšanu, uzzināja, ka atoms sastāv no kodola, ap kuru griežas elektroni. Tika pieņemts planētu modelis atoms, saskaņā ar kuru elektroni riņķo ap kodolu, tāpat kā mūsu Saules sistēmas planētas ap zvaigzni.

Mūsdienu idejas par atoma uzbūvi ir pavirzījušās tālu. Savukārt atoma kodols sastāv no subatomiskām daļiņām jeb nukleoniem – protoniem un neitroniem. Tieši nukleoni veido atoma lielāko daļu. Tajā pašā laikā protoni un neitroni arī nav nedalāmas daļiņas un sastāv no pamatdaļiņām - kvarkiem.

Atoma kodolam ir pozitīvs elektriskais lādiņš, savukārt orbītā esošie elektroni ir negatīvi. Tādējādi atoms ir elektriski neitrāls.

Zemāk ir elementāra oglekļa atoma struktūras diagramma.

atomu īpašības

Svars

Atomu masu parasti mēra atomu masas vienībās – a.m.u. Atomu masas vienība ir 1/12 daļas brīvā stāvoklī esošā oglekļa atoma masa.

Ķīmijā, lai izmērītu atomu masu, tiek izmantots jēdziens "mol". 1 mols ir vielas daudzums, kas satur atomu skaitu, kas vienāds ar Avogadro skaitu.

Izmērs

Atomi ir ārkārtīgi mazi. Tātad mazākais atoms ir hēlija atoms, tā rādiuss ir 32 pikometri. Lielākais atoms ir cēzija atoms, kura rādiuss ir 225 pikometri. Prefikss pico nozīmē no desmit līdz mīnus divpadsmitajam! Tas ir, ja 32 metrus samazina tūkstoš miljardu reižu, mēs iegūsim hēlija atoma rādiusa izmēru.

Tajā pašā laikā lietu mērogs ir tāds, ka patiesībā atoms sastāv no 99% tukšuma. Kodols un elektroni aizņem ārkārtīgi mazu tā tilpuma daļu. Lai ilustrētu, aplūkosim piemēru. Ja jūs iedomājaties atomu olimpiskā stadiona formā Pekinā (vai varbūt ne Pekinā, iedomājieties tikai lielu stadionu), tad šī atoma kodols būs ķirsis, kas atrodas lauka centrā. Elektronu orbītas tad atrastos kaut kur augšējo audžu līmenī, un ķirsis svērtu 30 miljonus tonnu. Iespaidīgi, vai ne?

No kurienes radās atomi?

Kā zināms, tagad dažādi atomi ir sagrupēti periodiskajā tabulā. Tajā ir 118 (un ja ar prognozētiem, bet vēl neatklātiem elementiem - 126) elementi, neskaitot izotopus. Bet ne vienmēr tā bija.

Pašā Visuma veidošanās sākumā nebija atomu, un vēl jo vairāk, bija tikai elementārdaļiņas, kas mijiedarbojās viena ar otru milzīgu temperatūru ietekmē. Kā teiktu dzejnieks, tā bija īsta daļiņu apoteoze. Pirmajās trīs Visuma pastāvēšanas minūtēs temperatūras pazemināšanās un veselu faktoru sakritības dēļ sākās primārās nukleosintēzes process, kad no elementārdaļiņām parādījās pirmie elementi: ūdeņradis, hēlijs, litijs un deitērijs (smagais ūdeņradis). Tieši no šiem elementiem veidojās pirmās zvaigznes, kuru dzīlēs notika kodoltermiskās reakcijas, kuru rezultātā “izdega” ūdeņradis un hēlijs, veidojot smagākus elementus. Ja zvaigzne bija pietiekami liela, tad tā savu dzīvi beidza ar tā saukto “supernovas” sprādzienu, kā rezultātā atomi tika izmesti apkārtējā telpā. Un tā izrādījās visa periodiskā tabula.

Tātad, mēs varam teikt, ka visi atomi, no kuriem mēs sastāvam, kādreiz bija daļa no senajām zvaigznēm.

Kāpēc atoma kodols nesadalās?

Fizikā ir četru veidu fundamentālās mijiedarbības starp daļiņām un to veidotajiem ķermeņiem. Tās ir spēcīgas, vājas, elektromagnētiskas un gravitācijas mijiedarbības.

Tieši pateicoties spēcīgajai mijiedarbībai, kas izpaužas atomu kodolu mērogā un ir atbildīga par pievilcību starp nukleoniem, atoms ir tik “ciets rieksts”.

Ne tik sen cilvēki saprata, ka, sadaloties atomu kodoliem, tiek atbrīvota milzīga enerģija. Smago atomu kodolu sadalīšanās ir enerģijas avots kodolreaktori un kodolieroči.

Tātad, draugi, iepazīstinājuši jūs ar atoma uzbūvi un uzbūves pamatiem, varam tikai atgādināt, ka esam gatavi jums palīdzēt jebkurā laikā. Tas nav svarīgi, jums ir jāpabeidz diploms kodolfizika, vai mazākā kontrole - situācijas ir dažādas, bet no jebkuras situācijas ir izeja. Padomājiet par Visuma mērogiem, pasūtiet darbu Zaochnik un atcerieties - uztraukumam nav pamata.

(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 Periodiskās elementu sistēmas aizpildīšanas kārtības likumsakarībām 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. ķīmisko saišu raksturs, ko dotais elements var veidoties, mijiedarbojoties ar citiem elementiem, vienkāršu un sarežģītu molekulu telpiskā struktūra 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 līmeņa enerģiju un elektroniskā "mākoņa" 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 šādu apzīmējumu: 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 skaitļiem 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 noteikuma: 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.

0.747

2. 1 0

0, 3 7

1,2 2

0.54

1. 55

-0.3

1. 1 3

0.2

0. 91

1.2 5

-0. 1

0, 55

1.47

0. 59

3.45

0. 64

1 ,60

0. 7 4

1. 89

-0.3

1 . 3 1

1 . 6 0

0. 6

1.63

0.7

2.07

3.61

2.3 6

- 0 .6

1,26(α)

-0.9

1 . 39

0. 18

1.2

0. 6

2.07

3.36

2.4 8

-0.6

1 . 56

0. 2

2.2

2.6 7

2, 2 1

PARs

χ - Paulinga elektronegativitāte

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

Atoma jēdziens radās senajā pasaulē, lai apzīmētu matērijas daļiņas. Grieķu valodā atoms nozīmē "nedalāms".

Elektroni

Īru fiziķis Stounijs, pamatojoties uz eksperimentiem, nonāca pie secinājuma, ka elektrību nes mazākās daļiņas, kas pastāv visu atomu ķīmiskie elementi. $1891 $ Stounijs ierosināja saukt šīs daļiņas elektroni, kas grieķu valodā nozīmē "dzintars".

Dažus gadus pēc tam, kad elektrons ieguva savu nosaukumu, angļu fiziķis Džozefs Tomsons un franču fiziķis Žans Perins pierādīja, ka elektroniem ir negatīvs lādiņš. Tas ir mazākais negatīvais lādiņš, kas ķīmijā tiek pieņemts kā vienība $(–1)$. Tomsonam pat izdevās noteikt elektrona ātrumu (tas ir vienāds ar gaismas ātrumu – $300 000$ km/s) un elektrona masu (tas ir $1836$ reizes mazāks par ūdeņraža atoma masu).

Tomsons un Perins savienoja strāvas avota polus ar diviem metāla plāksnes- katods un anods lodēti stikla caurulē, no kuras tika evakuēts gaiss. Kad elektrodu plāksnēm tika pielikts aptuveni 10 tūkstošu voltu spriegums, caurulē uzliesmoja gaismas izlāde, un daļiņas lidoja no katoda (negatīvā pola) uz anodu (pozitīvo polu), ko zinātnieki vispirms nosauca. katoda stari, un tad uzzināja, ka tā ir elektronu plūsma. Elektroni, atsitoties ar īpašām vielām, kas uzklātas, piemēram, uz televizora ekrāna, rada spīdumu.

Tika izdarīts secinājums: elektroni izplūst no materiāla atomiem, no kura izgatavots katods.

Brīvos elektronus vai to plūsmu var iegūt citos veidos, piemēram, ar kvēlspuldzi metāla stieple vai kad gaisma krīt uz metāliem, ko veido periodiskās tabulas I grupas galvenās apakšgrupas elementi (piemēram, cēzijs).

Elektronu stāvoklis atomā

Elektrona stāvoklis atomā tiek saprasts kā informācijas kopums par enerģiju specifisks elektrons iekšā telpa kurā tas atrodas. Mēs jau zinām, ka elektronam atomā nav kustības trajektorijas, t.i. var tikai runāt par varbūtības atrast to telpā ap kodolu. Tas var atrasties jebkurā šīs telpas daļā, kas ieskauj kodolu, un tā dažādo pozīciju kopums tiek uzskatīts par elektronu mākoni ar noteiktu negatīvu lādiņa blīvumu. Tēlaini to var iztēloties šādi: ja būtu iespējams nofotografēt elektrona pozīciju atomā sekundes simtdaļās vai miljondaļās, kā fotofinišā, tad elektrons šādās fotogrāfijās būtu attēlots kā punkts. Pārklājot neskaitāmas šādas fotogrāfijas, tiktu iegūts elektronu mākoņa attēls ar vislielāko blīvumu tur, kur ir lielākā daļa šo punktu.

Attēlā parādīts šāda elektrona blīvuma "griezums" ūdeņraža atomā, kas iet caur kodolu, un pārtrauktā līnija norobežo sfēru, kurā elektrona atrašanas iespējamība ir 90% $. Kodolam tuvākā kontūra aptver telpas apgabalu, kurā elektrona atrašanas iespējamība ir $10%$, varbūtība atrast elektronu otrās kontūras iekšpusē no kodola ir $20%$, trešā iekšpusē - $≈30 %$ utt. Elektrona stāvoklī ir zināma nenoteiktība. Lai raksturotu šo īpašo stāvokli, vācu fiziķis V. Heizenbergs ieviesa jēdzienu nenoteiktības princips, t.i. parādīja, ka nav iespējams vienlaicīgi un precīzi noteikt elektrona enerģiju un atrašanās vietu. Jo precīzāk tiek noteikta elektrona enerģija, jo nenoteiktāka ir tā pozīcija, un otrādi, pēc pozīcijas noteikšanas elektrona enerģiju nav iespējams noteikt. Elektronu noteikšanas varbūtības apgabalam nav skaidru robežu. Tomēr ir iespējams izdalīt telpu, kurā elektrona atrašanas iespējamība ir maksimāla.

telpa apkārt atoma kodols vietu, kur visticamāk atrodams elektrons, sauc par orbitāli.

Tajā ir aptuveni $90%$ no elektronu mākoņa, kas nozīmē, ka aptuveni $90%$ no laika, kad elektrons atrodas šajā kosmosa daļā. Pēc formas izšķir $4$ no šobrīd zināmajiem orbitāļu veidiem, kurus apzīmē ar latīņu burtiem $s, p, d$ un $f$. Dažu elektronisko orbitāļu formu grafisks attēlojums ir parādīts attēlā.

Svarīgākā elektrona kustības pazīme noteiktā orbītā ir tā savienojuma ar kodolu enerģija. Elektroni ar līdzīgām enerģijas vērtībām veido vienu elektroniskais slānis, vai enerģijas līmenis. Enerģijas līmeņi ir numurēti, sākot no kodola: $1, 2, 3, 4, 5, 6 $ un $ 7 $.

Veselu skaitli $n$, kas apzīmē enerģijas līmeņa skaitli, sauc par galveno kvantu skaitli.

Tas raksturo elektronu enerģiju, kas aizņem noteiktu enerģijas līmeni. Pirmā enerģijas līmeņa elektroniem, kas atrodas vistuvāk kodolam, ir viszemākā enerģija. Salīdzinot ar pirmā līmeņa elektroniem, nākamo līmeņu elektroniem ir raksturīgs liels enerģijas daudzums. Līdz ar to ārējā līmeņa elektroni ir vismazāk saistīti ar atoma kodolu.

Enerģijas līmeņu (elektronisko slāņu) skaits atomā ir vienāds ar perioda skaitu D. I. Mendeļejeva sistēmā, pie kura pieder ķīmiskais elements: pirmā perioda elementu atomiem ir viens enerģijas līmenis; otrais periods - divi; septītais periods - septiņi.

Lielāko elektronu skaitu enerģijas līmenī nosaka pēc formulas:

kur $N$ ir maksimālais elektronu skaits; $n$ ir līmeņa skaitlis vai galvenais kvantu skaitlis. Līdz ar to: pirmais kodolam tuvākais enerģijas līmenis var saturēt ne vairāk kā divus elektronus; otrajā - ne vairāk kā 8 USD; trešajā - ne vairāk kā 18 USD; ceturtajā - ne vairāk kā 32 $. Un kā, savukārt, ir sakārtoti enerģijas līmeņi (elektroniskie slāņi)?

Sākot no otrā enerģijas līmeņa $(n = 2)$, katrs no līmeņiem tiek iedalīts apakšlīmeņos (apakšslāņos), kas nedaudz atšķiras viens no otra ar saistīšanās enerģiju ar kodolu.

Apakšlīmeņu skaits ir vienāds ar galvenā kvantu skaitļa vērtību: pirmajam enerģijas līmenim ir viens apakšlīmenis; otrais - divi; trešais - trīs; ceturtais ir četri. Apakšlīmeņus savukārt veido orbitāles.

Katra $n$ vērtība atbilst orbitāļu skaitam, kas vienāds ar $n^2$. Saskaņā ar tabulā sniegtajiem datiem ir iespējams izsekot sakarībai starp galveno kvantu skaitli $n$ un apakšlīmeņu skaitu, orbitāļu veidu un skaitu, kā arī maksimālo elektronu skaitu apakšlīmenī un līmenī.

Galvenais kvantu skaits, orbitāļu veidi un skaits, maksimālais elektronu skaits apakšlīmeņos un līmeņos.

Enerģijas līmenis $(n)$	Apakšlīmeņu skaits, kas vienāds ar $n$	Orbitālais tips	Orbitāļu skaits		Maksimālais elektronu skaits
			apakšlīmenī	līmenī, kas vienāds ar $n^2$	apakšlīmenī	līmenī, kas vienāds ar $n^2$
$K(n=1)$	$1$	$1s$	$1$	$1$	$2$	$2$
$L(n=2)$	$2$	$2s$	$1$	$4$	$2$	$8$
		$2p$	$3$		$6$
$M(n=3)$	$3$	$3s$	$1$	$9$	$2$	$18$
		$3p$	$3$		$6$
		$3d$	$5$		$10$
$N(n=4)$	$4$	$4s$	$1$	$16$	$2$	$32$
		$4p$	$3$		$6$
		4d$	$5$		$10$
		$4f$	$7$		$14$

Apakšlīmeņus ir ierasts apzīmēt ar latīņu burtiem, kā arī orbitāļu formu, no kurām tie sastāv: $s, p, d, f$. Tātad:

$s$-apakšlīmenis - katra enerģijas līmeņa pirmais apakšlīmenis, kas ir vistuvāk atoma kodolam, sastāv no vienas $s$-orbitāles;
$p$-apakšlīmenis - katra otrais apakšlīmenis, izņemot pirmo, enerģijas līmeni, sastāv no trim $p$-orbitālēm;
$d$-apakšlīmenis - katra trešais apakšlīmenis, sākot no trešā enerģijas līmeņa, sastāv no piecām $d$-orbitālēm;
Katra $f$-apakšlīmenis, sākot no ceturtā enerģijas līmeņa, sastāv no septiņām $f$-orbitālēm.

atoma kodols

Bet ne tikai elektroni ir daļa no atomiem. Fiziķis Anrī Bekerels atklāja, ka dabīgs minerāls, kas satur urāna sāli, arī izstaro nezināmu starojumu, izgaismojot fotofilmas, kas ir aizvērtas no gaismas. Šo fenomenu sauca par radioaktivitāte.

Ir trīs veidu radioaktīvie stari:

$α$-stariem, kas sastāv no $α$-daļiņām, kuru lādiņš $2$ reizes lielāks par elektrona lādiņu, bet ar pozitīvu zīmi, un masa $4$ reizes lielāka par ūdeņraža atoma masu;
$β$-stari ir elektronu plūsma;
$γ$-stari - elektromagnētiskie viļņi ar niecīgu masu, nenesot elektrisko lādiņu.

Līdz ar to atomam ir sarežģīta uzbūve – tas sastāv no pozitīvi lādēta kodola un elektroniem.

Kā atoms ir sakārtots?

1910. gadā Kembridžā, netālu no Londonas, Ernests Raterfords ar saviem studentiem un kolēģiem pētīja $ α $ daļiņu izkliedi, kas iet caur plānu zelta foliju un nokrīt uz ekrāna. Alfa daļiņas parasti novirzījās no sākotnējā virziena tikai par vienu grādu, kas, šķiet, apstiprina zelta atomu īpašību viendabīgumu un viendabīgumu. Un pēkšņi pētnieki pamanīja, ka dažas $ α $ daļiņas pēkšņi mainīja sava ceļa virzienu, it kā uzskrienot kādam šķērslim.

Novietojot ekrānu folijas priekšā, Rezerfords spēja atklāt pat tos retos gadījumus, kad $α$-daļiņas, kas atstarojās no zelta atomiem, lidoja pretējā virzienā.

Aprēķini parādīja, ka novērotās parādības varētu notikt, ja visa atoma masa un viss tā pozitīvais lādiņš būtu koncentrēti niecīgā centrālajā kodolā. Kodola rādiuss, kā izrādījās, ir 100 000 reižu mazāks par visa atoma rādiusu, apgabalu, kurā atrodas elektroni ar negatīvu lādiņu. Ja mēs izmantojam tēlainu salīdzinājumu, tad visu atoma tilpumu var pielīdzināt Lužņiku stadionam, bet kodolu var pielīdzināt futbola bumbai, kas atrodas laukuma centrā.

Jebkura ķīmiskā elementa atoms ir salīdzināms ar niecīgu Saules sistēma. Tāpēc šādu Razerforda ierosināto atoma modeli sauc par planetāru.

Protoni un neitroni

Izrādās, ka sīkais atoma kodols, kurā ir koncentrēta visa atoma masa, sastāv no divu veidu daļiņām – protoniem un neitroniem.

Protoni ir lādiņš, kas vienāds ar elektronu lādiņu, bet pretējs zīmē $(+1)$, un masa ir vienāda ar ūdeņraža atoma masu (ķīmijā to pieņem kā vienību). Protoni tiek apzīmēti ar $↙(1)↖(1)p$ (vai $р+$). Neitroni nenes lādiņu, tie ir neitrāli un to masa ir vienāda ar protona masu, t.i. 1 $. Neitronus apzīmē ar $↙(0)↖(1)n$ (vai $n^0$).

Protonus un neitronus kopā sauc nukleoni(no lat. kodols- kodols).

Tiek saukta protonu un neitronu skaita summa atomā masas skaitlis. Piemēram, alumīnija atoma masas numurs:

Tā kā elektrona masu, kas ir niecīga, var neņemt vērā, ir acīmredzams, ka visa atoma masa ir koncentrēta kodolā. Elektronus apzīmē šādi: $e↖(-)$.

Tā kā atoms ir elektriski neitrāls, tas ir arī acīmredzams ka protonu un elektronu skaits atomā ir vienāds. Tas ir vienāds ar ķīmiskā elementa atomu skaitu gadā viņam iecelts Periodiskā sistēma. Piemēram, dzelzs atoma kodols satur $ 26 $ protonus, un $ 26 $ elektroni griežas ap kodolu. Un kā noteikt neitronu skaitu?

Kā jūs zināt, atoma masa ir protonu un neitronu masas summa. Zinot elementa $(Z)$ kārtas numuru, t.i. protonu skaitu un masas skaitli $(A)$, kas vienāds ar protonu un neitronu skaitļu summu, neitronu skaitu $(N)$ var atrast, izmantojot formulu:

Piemēram, neitronu skaits dzelzs atomā ir:

$56 – 26 = 30$.

Tabulā parādītas elementārdaļiņu galvenās īpašības.

Elementārdaļiņu pamatīpašības.

izotopi

Viena un tā paša elementa atomu šķirnes, kurām ir vienāds kodola lādiņš, bet dažādi masas skaitļi, sauc par izotopiem.

Vārds izotops sastāv no diviem Grieķu vārdi:isos- tas pats un topos- vieta, nozīmē "ieņemt vienu vietu" (šūnu) Periodiskajā elementu sistēmā.

Dabā sastopamie ķīmiskie elementi ir izotopu maisījums. Tādējādi ogleklim ir trīs izotopi ar masu 12, 13, 14 $; skābeklis - trīs izotopi ar masu 16, 17, 18 $ utt.

Parasti Periodiskajā sistēmā norādītā ķīmiskā elementa relatīvā atommasa ir attiecīgā elementa dabiskā izotopu maisījuma atomu masu vidējā vērtība, ņemot vērā to relatīvo daudzumu dabā, tāpēc atomu masas diezgan bieži ir daļēja. Piemēram, dabīgie hlora atomi ir divu izotopu maisījums - $35$ (dabā ir $75%$) un $37$ (ir $25%$); tāpēc hlora relatīvā atommasa ir 35,5 USD. Hlora izotopus raksta šādi:

$↖(35)↙(17)(Cl)$ un $↖(37)↙(17)(Cl)$

Hlora izotopu ķīmiskās īpašības ir tieši tādas pašas kā lielākajai daļai ķīmisko elementu, piemēram, kālija, argona, izotopu:

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

Tomēr ūdeņraža izotopi ļoti atšķiras pēc īpašībām, jo to relatīvā atomu masa krasi palielinās; tiem pat doti atsevišķi vārdi un ķīmiskās pazīmes: protium - $↖(1)↙(1)(H)$; deitērijs — $↖(2)↙(1)(H)$ vai $↖(2)↙(1)(D)$; tritijs — $↖(3)↙(1)(H)$ vai $↖(3)↙(1)(T)$.

Tagad ir iespējams sniegt mūsdienīgu, stingrāku un zinātnisku ķīmiskā elementa definīciju.

Ķīmiskais elements ir atomu kopums ar vienādu kodollādiņu.

Pirmo četru periodu elementu atomu elektronu apvalku struktūra

Apsveriet elementu atomu elektronisko konfigurāciju kartēšanu pēc D. I. Mendeļejeva sistēmas periodiem.

Pirmā perioda elementi.

Atomu elektroniskās struktūras shēmas parāda elektronu sadalījumu pa elektroniskajiem slāņiem (enerģijas līmeņiem).

Atomu elektroniskās formulas parāda elektronu sadalījumu pa enerģijas līmeņiem un apakšlīmeņiem.

Atomu grafiskās elektroniskās formulas parāda elektronu sadalījumu ne tikai līmeņos un apakšlīmeņos, bet arī orbitālēs.

Hēlija atomā pirmais elektronu slānis ir pabeigts - tajā ir $ 2 $ elektroni.

Ūdeņradis un hēlijs ir $s$-elementi, šiem atomiem ir $s$-orbitāles, kas piepildītas ar elektroniem.

Otrā perioda elementi.

Visiem otrā perioda elementiem pirmais elektronu slānis ir piepildīts, un elektroni aizpilda otrā elektronu slāņa $s-$ un $p$ orbitāles saskaņā ar mazākās enerģijas principu (vispirms $s$, tad $ p$) un Pauli un Hunda noteikumi.

Neona atomā otrais elektronu slānis ir pabeigts - tajā ir $ 8 $ elektroni.

Trešā perioda elementi.

Trešā perioda elementu atomiem ir pabeigts pirmais un otrais elektronu slānis, tātad tiek aizpildīts trešais elektronu slānis, kurā elektroni var aizņemt 3s-, 3p- un 3d-apakšlīmeņus.

Trešā perioda elementu atomu elektronu apvalku uzbūve.

Magnija atomā ir pabeigta elektronu orbitāle ar 3,5 $. $Na$ un $Mg$ ir $s$-elementi.

Alumīnijam un turpmākajiem elementiem $3d$ apakšlīmenis ir piepildīts ar elektroniem.

$↙(18)(Ar)$ Argons

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

Argona atomā ārējā slānī (trešais elektronu slānis) ir $ 8 $ elektroni. Tā kā ārējais slānis ir pabeigts, bet kopumā trešajā elektronu slānī, kā jau zināms, var būt 18 elektroni, kas nozīmē, ka trešā perioda elementiem ir palikušas neaizpildītas $3d$-orbitāles.

Visi elementi no $Al$ līdz $Ar$ - $p$ - elementi.

$s-$ un $r$ - elementi formā galvenās apakšgrupas Periodiskajā sistēmā.

Ceturtā perioda elementi.

Kālija un kalcija atomiem ir ceturtais elektronu slānis, $4s$-apakšlīmenis ir aizpildīts, jo tai ir mazāk enerģijas nekā $3d$-apakšlīmenim. Lai vienkāršotu ceturtā perioda elementu atomu grafiskās elektroniskās formulas:

nosacīti apzīmējam argona grafisko elektronisko formulu šādi: $Ar$;
mēs neattēlosim apakšlīmeņus, kas šiem atomiem nav aizpildīti.

$K, Ca$ - $s$ - elementi, iekļautas galvenajās apakšgrupās. Atomiem no $Sc$ līdz $Zn$ 3d apakšlīmenis ir piepildīts ar elektroniem. Tie ir $3d$-elementi. Tie ir iekļauti sānu apakšgrupas, to pre-ārējais elektronu slānis ir piepildīts, tie tiek minēti pārejas elementi.

Pievērsiet uzmanību hroma un vara atomu elektronu apvalku struktūrai. Tajos notiek viena elektrona "neatteice" no $4s-$ līdz $3d$ apakšlīmenim, kas izskaidrojams ar iegūto $3d^5$ un $3d^(10)$ elektronisko konfigurāciju lielāku enerģijas stabilitāti:

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

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

Elementa simbols, sērijas numurs, nosaukums	Elektroniskās struktūras diagramma	Elektroniskā formula	Grafiskā elektroniskā formula
$↙(19)(K)$ Kālijs		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$
$↙(20)(C)$ Kalcijs		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$
$↙(21)(Sc)$ Skandijs		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ vai $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$
$↙(22)(Ti)$ Titāns		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ vai $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$
$↙(23)(V)$ Vanādijs		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ vai $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$
$↙(24)(Cr)$ Chrome		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ vai $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$
$↙(29)(Сu)$ Chromium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ vai $1s^2(2)s^2(2) )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$
$↙(30)(Zn)$ Cinks		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ vai $1s^2(2)s^2(2) )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$
$↙(31)(Ga)$ gallijs		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ vai $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$
$↙(36)(Kr)$ Kriptons		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ vai $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$

Cinka atomā ir nokomplektēts trešais elektronu slānis - tajā ir aizpildīti visi $3s, 3p$ un $3d$ apakšlīmeņi, kopā uz tiem ir $18$ elektroni.

Elementos pēc cinka ceturtais elektronu slānis, $4p$-apakšlīmenis, turpina piepildīties. Elementi no $Ga$ līdz $Kr$ - $r$ - elementi.

Kriptona atoma ārējais (ceturtais) slānis ir pabeigts, tajā ir $ 8 $ elektronu. Bet tikai ceturtajā elektronu slānī, kā jūs zināt, elektroni var būt $ 32 $; kriptona atomam joprojām ir neaizpildīti $4d-$ un $4f$-apakšlīmeņi.

Piektā perioda elementi aizpilda apakšlīmeņus šādā secībā: $5s → 4d → 5р$. Un ir arī izņēmumi, kas saistīti ar elektronu "neveiksmi" $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙( 46) Pd$, $↙(47)Ag$. $f$ parādās sestajā un septītajā periodā - elementi, t.i. elementi, kuru trešā ārējā elektroniskā slāņa $4f-$ un $5f$-apakšlīmeņi tiek aizpildīti attiecīgi.

$4f$ - elementi sauca lantanīdi.

$5f$ - elementi sauca aktinīdi.

Elektronisko apakšlīmeņu aizpildīšanas secība sestā perioda elementu atomos: $↙(55)Cs$ un $↙(56)Ba$ - $6s$-elementi; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-elements; $↙(58)Ce$ – $↙(71)Lu – 4f$-elementi; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-elementi; $↙(81)Т1$ – $↙(86)Rn - 6d$-elementi. Bet arī šeit ir elementi, kuros tiek pārkāpta elektronu orbitāļu piepildīšanās kārtība, kas, piemēram, ir saistīta ar lielāku enerģijas stabilitāti pusi un pilnībā aizpildītu $f$-apakšlīmeņu, t.i. $nf^7$ un $nf^(14)$.

Atkarībā no tā, kurš atoma apakšlīmenis ir piepildīts ar elektroniem pēdējais, visi elementi, kā jūs jau sapratāt, ir sadalīti četrās elektronisko saimēs vai blokos:

$s$ -elementi;$s$-apakšlīmenis ir piepildīts ar elektroniem ārējais līmenis atoms; $s$-elementi ietver ūdeņradi, hēliju un I un II grupas galveno apakšgrupu elementus;
$r$ -elementi; atoma ārējā līmeņa $p$-apakšlīmenis ir piepildīts ar elektroniem; $p$-elementi ietver III–VIII grupas galveno apakšgrupu elementus;
$d$ -elementi; atoma preārējā līmeņa $d$-apakšlīmenis ir piepildīts ar elektroniem; $d$-elementi ietver I–VIII grupu sekundāro apakšgrupu elementus, t.i. elementi interkalēti desmitiem lielu periodu, kas atrodas starp $s-$ un $p-$ elementiem. Viņus arī sauc pārejas elementi;
$f$ -elementi;$f-$apakšlīmenis atoma trešā līmeņa ārpusē ir piepildīts ar elektroniem; tajos ietilpst lantanīdi un aktinīdi.

Atoma elektroniskā konfigurācija. Atomu piezemētie un ierosinātie stāvokļi

Šveices fiziķis V. Pauli $ 1925 $ to konstatēja Atomam vienā orbitālē var būt ne vairāk kā divi elektroni. kam ir pretēji (pretparalēli) spini (tulkojumā no angļu valodas vārpsts), t.i. kam piemīt tādas īpašības, kuras nosacīti var iedomāties kā elektrona griešanos ap savu iedomāto asi pulksteņrādītāja virzienā vai pretēji pulksteņrādītāja virzienam. Šo principu sauc Pauli princips.

Ja orbitālē ir viens elektrons, tad to sauc nesapārots, ja divi, tad šis sapārotie elektroni, t.i. elektroni ar pretējiem spiniem.

Attēlā parādīta diagramma par enerģijas līmeņu sadalījumu apakšlīmeņos.

$s-$ Orbitāls, kā jūs jau zināt, ir sfēriska forma. Ūdeņraža atoms elektrons $(n = 1)$ atrodas uz šīs orbitāles un nav savienots pārī. Saskaņā ar šo viņa elektroniskā formula, vai elektroniskā konfigurācija, ir rakstīts šādi: $1s^1$. Elektroniskajās formulās enerģijas līmeņa numurs tiek norādīts ar skaitli pirms burta $ (1 ...) $, Latīņu burts apzīmē apakšlīmeni (orbitāles veidu), un skaitlis, kas rakstīts burta augšējā labajā stūrī (kā eksponents), parāda elektronu skaitu apakšlīmenī.

Hēlija atomam He, kuram ir divi pārī savienoti elektroni vienā $s-$orbitālē, šī formula ir: $1s^2$. Hēlija atoma elektronu apvalks ir pilnīgs un ļoti stabils. Hēlijs ir cēlgāze. Otrajam enerģijas līmenim $(n = 2)$ ir četras orbitāles, viena $s$ un trīs $p$. Otrā līmeņa $s$-orbitāles elektroniem ($2s$-orbitālēm) ir lielāka enerģija, jo atrodas lielākā attālumā no kodola nekā $1s$-orbitāles $(n = 2)$ elektroni. Kopumā katrai $n$ vērtībai ir viena $s-$orbitāle, bet uz tās ir atbilstošs elektronu enerģijas daudzums un līdz ar to ar atbilstošu diametru, kas aug kā vērtība $n$.$s- $Orbital paaugstinājumiem, kā jūs jau zināt, ir sfēriska forma. Ūdeņraža atoms elektrons $(n = 1)$ atrodas uz šīs orbitāles un nav savienots pārī. Tāpēc tā elektroniskā formula jeb elektroniskā konfigurācija ir uzrakstīta šādi: $1s^1$. Elektroniskajās formulās enerģijas līmeņa skaitlis ir norādīts ar skaitli pirms burta $ (1 ...) $, latīņu burts apzīmē apakšlīmeni (orbitālo tipu), un skaitlis, kas rakstīts pa labi no burts (kā eksponents) parāda elektronu skaitu apakšlīmenī.

Hēlija atomam $He$, kuram ir divi pārī savienoti elektroni vienā $s-$orbitālē, šī formula ir: $1s^2$. Hēlija atoma elektronu apvalks ir pilnīgs un ļoti stabils. Hēlijs ir cēlgāze. Otrajam enerģijas līmenim $(n = 2)$ ir četras orbitāles, viena $s$ un trīs $p$. Otrā līmeņa $s-$orbitāļu ($2s$-orbitāļu) elektroniem ir lielāka enerģija, jo atrodas lielākā attālumā no kodola nekā $1s$-orbitāles $(n = 2)$ elektroni. Kopumā katrai $n$ vērtībai ir viena $s-$orbitāle, bet uz tās ir atbilstošs elektronu enerģijas daudzums un līdz ar to ar atbilstošu diametru, kas pieaug, pieaugot $n$ vērtībai.

$r-$ Orbitāls Tam ir hanteles vai astoņu tilpuma forma. Visas trīs $p$-orbitāles atrodas atomā savstarpēji perpendikulāri gar telpiskajām koordinātām, kas novilktas caur atoma kodolu. Vēlreiz jāuzsver, ka katram enerģijas līmenim (elektroniskajam slānim), sākot no $n=2$, ir trīs $p$-orbitāles. Palielinoties $n$ vērtībai, elektroni aizņem $p$-orbitāles, kas atrodas lielos attālumos no kodola un ir vērstas pa $x, y, z$ asīm.

Otrā perioda $(n = 2)$ elementiem vispirms tiek aizpildīta viena $s$-orbitāle un pēc tam trīs $p$-orbitāle; elektroniskā formula $Li: 1s^(2)2s^(1)$. Elektrons $2s^1$ ir vājāk saistīts ar atoma kodolu, tāpēc litija atoms to var viegli atdot (kā jūs droši vien atceraties, šo procesu sauc par oksidāciju), pārvēršoties par litija jonu $Li^+$.

Berilija atomā Be ceturtais elektrons ir novietots arī $2s$ orbitālē: $1s^(2)2s^(2)$. Berilija atoma divi ārējie elektroni viegli atdalās - $B^0$ tiek oksidēts $Be^(2+)$ katjonā.

Bora atoma piektais elektrons aizņem $2p$-orbitāli: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$. Tālāk tiek aizpildītas $2p$-orbitāles no $C, N, O, F$ atomiem, kas beidzas ar neona cēlgāzi: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$.

Trešā perioda elementiem tiek aizpildītas attiecīgi $3s-$ un $3p$-orbitāles. Piecas trešā līmeņa $d$-orbitāles paliek brīvas:

$↙(11)Na 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,

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

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

Dažkārt diagrammās, kurās attēlots elektronu sadalījums atomos, norādīts tikai elektronu skaits katrā enerģijas līmenī, t.i. rakstīt saīsinātas ķīmisko elementu atomu elektroniskās formulas, atšķirībā no iepriekš minētajām pilnajām elektroniskajām formulām, piemēram:

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

Liela perioda elementiem (ceturtais un piektais) pirmie divi elektroni aizņem attiecīgi $4s-$ un $5s$-orbitāles: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2 , 8, 18, 8, 2 USD. Sākot no katra trešā elementa ilgs periods, nākamie desmit elektroni dosies uz iepriekšējām $3d-$ un $4d-$orbitālēm attiecīgi (sānu apakšgrupu elementiem): $↙(23)V 2, 8, 11, 2;$ $↙(26) Fr 2, 8, 14, 2; $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2; $↙(43)Tc 2, 8, 18, 13, 2 $. Parasti, kad ir aizpildīts iepriekšējais $d$-apakšlīmenis, sāks aizpildīt ārējo (attiecīgi $4p-$ un $5p-$) $p-$apakšlīmeni: $↙(33)Kā 2, 8, 18, 5;$ $ ↙(52)Te 2, 8, 18, 18, 6$.

Liela perioda elementiem - sestajam un nepilnīgajam septītajam - elektroniskie līmeņi un apakšlīmeņi tiek piepildīti ar elektroniem, kā likums, šādi: pirmie divi elektroni ieiet ārējā $s-$apakšlīmenī: $↙(56)Ba 2, 8 , 18, 18, 8, 2;$ ↙(87)Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1$; nākamais viens elektrons ($La$ un $Ca$) uz iepriekšējo $d$ apakšlīmeni: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ un $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2 USD.

Tad nākamie $14$ elektroni ieies trešajā enerģijas līmenī no ārpuses, attiecīgi $4f$ un $5f$ lantonīdu un aktinīdu orbitālēm: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2;$↙(92 )U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2$.

Tad sānu apakšgrupu elementiem atkal sāks veidoties otrais enerģijas līmenis no ārpuses ($d$-apakšlīmenis): $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙( 104) Rf 2, 8, 18, 32, 32, 10, 2 $. Un, visbeidzot, tikai pēc tam, kad $d$-apakšlīmenis ir pilnībā piepildīts ar desmit elektroniem, $p$-apakšlīmenis tiks aizpildīts vēlreiz: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.

Ļoti bieži atomu elektronu apvalku uzbūve tiek attēlota, izmantojot enerģijas jeb kvantu šūnas – tās pieraksta t.s. grafiskās elektroniskās formulas. Šim ierakstam izmanto šādu apzīmējumu: katra kvantu šūna ir apzīmēta ar šūnu, kas atbilst vienai orbitālei; katrs elektrons ir norādīts ar bultiņu, kas atbilst spina virzienam. Ierakstot grafiku elektroniskā formula jāatceras divi noteikumi: Pauli princips, saskaņā ar kuru šūnai (orbitālei) var būt ne vairāk kā divi elektroni, bet ar pretparalēliem spiniem, un F. Hunda likums, saskaņā ar kuru elektroni aizņem brīvās šūnas vispirms pa vienam un tajā pašā laikā ir vienāda vērtība spin, un tikai tad sapārot, bet griezieni šajā gadījumā pēc Pauli principa jau būs pretēji vērsti.