Budowa atomu, wiązanie chemiczne, wartościowość i budowa cząsteczek. Struktura atomów pierwiastków chemicznych

Dokumentalne filmy edukacyjne. Seria „Fizyka”.

Atom (z greckiego atomos - niepodzielny) - jednojądrowa, chemicznie niepodzielna cząsteczka pierwiastek chemiczny, nośnik właściwości materii. Substancje składają się z atomów. Sam atom składa się z dodatnio naładowanego jądra i ujemnie naładowanej chmury elektronów. Ogólnie atom jest elektrycznie obojętny. Rozmiar atomu jest całkowicie określony przez rozmiar jego chmury elektronowej, ponieważ rozmiar jądra jest pomijalny w porównaniu z rozmiarem chmury elektronowej. Jądro składa się z protonów o dodatnim ładunku Z (ładunek protonu odpowiada +1 w jednostkach konwencjonalnych) oraz N neutronów, które nie mają ładunku (protony i neutrony to nukleony). Tak więc ładunek jądra zależy tylko od liczby protonów i jest równy numerowi pierwiastkowi w układzie okresowym pierwiastków. Dodatni ładunek jądra jest kompensowany przez ujemnie naładowane elektrony (ładunek elektronu -1 w dowolnych jednostkach), które tworzą chmurę elektronową. Liczba elektronów jest równa liczbie protonów. Masy protonów i neutronów są równe (odpowiednio 1 i 1 amu).

Masę atomu określa masa jego jądra, ponieważ masa elektronu jest około 1850 razy mniejsza od masy protonu i neutronu i rzadko jest uwzględniana w obliczeniach. Liczbę neutronów można znaleźć na podstawie różnicy między masą atomu a liczbą protonów (N=A-Z). Rodzaj atomów dowolnego pierwiastka chemicznego z jądrem składającym się z ściśle pewna liczba protony (Z) i neutrony (N) nazywamy nuklidem.

Przed zbadaniem właściwości elektronu i zasad tworzenia poziomów elektronowych konieczne jest dotknięcie historii powstawania idei dotyczących budowy atomu. Nie będziemy rozważać pełnej historii powstawania struktury atomowej, ale zastanowimy się tylko nad najistotniejszymi i najbardziej „poprawnymi” pomysłami, które mogą najdobitniej pokazać, w jaki sposób elektrony znajdują się w atomie. Obecność atomów jako elementarnych składników materii została po raz pierwszy zasugerowana przez starożytnych filozofów greckich. Potem historia budowy atomu przeszła trudną ścieżkę i różne idee, takie jak niepodzielność atomu, model atomu Thomsona i inne. Najbliższy okazał się model atomu zaproponowany przez Ernesta Rutherforda w 1911 roku. Porównał atom do Układ Słoneczny, gdzie jądro atomu działało jak słońce, a elektrony poruszały się wokół niego jak planety. Umieszczenie elektronów na orbitach stacjonarnych było bardzo ważnym krokiem w zrozumieniu struktury atomu. Jednak takie model planetarny struktura atomu była sprzeczna z mechaniką klasyczną. Faktem jest, że kiedy elektron poruszał się po orbicie, musiał stracić energię potencjalną i ostatecznie „spaść” na jądro, a atom musiał przestać istnieć. Taki paradoks został wyeliminowany przez wprowadzenie postulatów przez Nielsa Bohra. Zgodnie z tymi postulatami elektron poruszał się po stacjonarnych orbitach wokół jądra iw normalnych warunkach nie absorbował ani nie emitował energii. Z postulatów wynika, że ​​prawa mechaniki klasycznej nie nadają się do opisu atomu. Ten model atomu nazywa się modelem Bohra-Rutherforda. kontynuacja planetarna struktura atom to kwantowo-mechaniczny model atomu, zgodnie z którym będziemy rozważać elektron.

Elektron jest quasi-cząstką wykazującą dualizm korpuskularno-falowy. Jest jednocześnie cząstką (korpuskułą) i falą. Właściwości cząstki obejmują masę elektronu i jego ładunek, a właściwości falowe - zdolność do dyfrakcji i interferencji. Związek między falą a właściwościami korpuskularnymi elektronu znajduje odzwierciedlenie w równaniu de Broglie.

(notatki z wykładu)

Budowa atomu. Wstęp.

Przedmiotem badań z chemii są pierwiastki chemiczne i ich związki. pierwiastek chemiczny Nazywana jest grupa atomów o tym samym ładunku dodatnim. Atom jest najmniejszą cząsteczką pierwiastka chemicznego, która go zatrzymuje Właściwości chemiczne. Łącząc się ze sobą atomy jednego lub różnych pierwiastków tworzą bardziej złożone cząstki - Cząsteczki. Zbiór atomów lub cząsteczek tworzy związki chemiczne. Każda pojedyncza substancja chemiczna charakteryzuje się zestawem indywidualnych właściwości fizycznych, takich jak temperatura wrzenia i topnienia, gęstość, przewodność elektryczna i cieplna itp.

1. Budowa atomu i układ okresowy pierwiastków

DI. Mendelejew.

Znajomość i zrozumienie schematów realizacji zamówień Układ okresowy elementy D.I. Mendelejew pozwala nam zrozumieć, co następuje:

1. fizyczna istota istnienia w przyrodzie pewnych pierwiastków,

2. charakter wartościowości chemicznej pierwiastka,

3. zdolność i „łatwość” pierwiastka do oddawania lub odbierania elektronów podczas interakcji z innym pierwiastkiem,

4. charakter wiązań chemicznych, które mogą się tworzyć dany element podczas interakcji z innymi elementami struktura przestrzenna prostych i złożonych cząsteczek itp. itp.

Budowa atomu.

Atom to złożony mikrosystem cząstek elementarnych będących w ruchu i oddziałujących ze sobą.

Na przełomie XIX i XX wieku stwierdzono, że atomy składają się z mniejszych cząstek: neutronów, protonów i elektronów.Dwie ostatnie cząstki są cząstkami naładowanymi, proton ma ładunek dodatni, elektron jest ujemny. Ponieważ atomy pierwiastka w stanie podstawowym są elektrycznie obojętne, oznacza to, że liczba protonów w atomie dowolnego pierwiastka jest równa liczbie elektronów. Masę atomów określa suma mas protonów i neutronów, których liczba jest równa różnicy między masą atomów a ich liczbą seryjną w układzie okresowym D.I. Mendelejew.

W 1926 Schrodinger zaproponował opisanie ruchu mikrocząstek w atomie pierwiastka za pomocą wyprowadzonego przez niego równania falowego. Podczas rozwiązywania równania falowego Schrödingera dla atomu wodoru pojawiają się trzy całkowite liczby kwantowe: n, ℓ oraz m ℓ , które charakteryzują stan elektronu w przestrzeni trójwymiarowej w centralnym polu jądra. liczby kwantowe n, ℓ oraz m ℓ weź wartości całkowite. Funkcja falowa zdefiniowana przez trzy liczby kwantowe n, ℓ oraz m ℓ a otrzymany w wyniku rozwiązania równania Schrödingera nazywa się orbitalem. Orbital to obszar przestrzeni, w którym najprawdopodobniej znajduje się elektron. należący do atomu pierwiastka chemicznego. Zatem rozwiązanie równania Schrödingera dla atomu wodoru prowadzi do pojawienia się trzech liczb kwantowych, fizyczne znaczenie co oznacza, że ​​charakteryzują one trzy różne rodzaje orbitali, jakie może mieć atom. Przyjrzyjmy się bliżej każdej liczbie kwantowej.

Główna liczba kwantowa n może przyjmować dowolne dodatnie liczby całkowite: n = 1,2,3,4,5,6,7… Charakteryzuje energię poziomu elektronowego i wielkość elektronicznej „chmury”. Charakterystyczne jest, że numer głównej liczby kwantowej pokrywa się z numerem okresu, w którym znajduje się dany pierwiastek.

Azymutalna lub orbitalna liczba kwantowaℓ może przyjmować wartości całkowite z ℓ = 0….do n – 1 i określa moment ruchu elektronu, tj. kształt orbitalny. Dla różnych wartości liczbowych ℓ stosuje się następujący zapis: ℓ = 0, 1, 2, 3 i są oznaczone symbolami s, p, d, f, odpowiednio dla ℓ = 0, 1, 2 i 3. W układzie okresowym pierwiastków nie ma pierwiastków o liczbie spinowej ℓ = 4.

Magnetyczna liczba kwantowam ℓ charakteryzuje przestrzenny układ orbitali elektronowych, a w konsekwencji właściwości elektromagnetyczne elektronu. Może przyjmować wartości od - ℓ do + ℓ , w tym zero.

Kształt, a dokładniej właściwości symetrii orbitali atomowych zależą od liczby kwantowe ℓ oraz m ℓ . „chmura elektroniczna”, odpowiadająca s- orbitale ma, ma kształt kuli (jednocześnie) ℓ = 0).

Rys.1. 1s orbitalny

Orbitale określone liczbami kwantowymi ℓ = 1 i m ℓ = -1, 0 i +1 nazywane są p-orbitalami. Ponieważ m ℓ ma trzy różne wartości, wtedy atom ma trzy równoważne energetycznie orbitale p (główna liczba kwantowa dla nich jest taka sama i może mieć wartość n = 2,3,4,5,6 lub 7). Orbitale p mają symetrię osiową i mają postać trójwymiarowych ósemek, zorientowanych wzdłuż osi x, y i z w polu zewnętrznym (ryc. 1.2). Stąd pochodzenie symboli p x , p y i p z .

Rys.2. p x , p y i p z -orbitale

Ponadto istnieją orbitale d i f-atomowe, dla pierwszego ℓ = 2 i m ℓ = -2, -1, 0, +1 i +2, tj. pięć AO, dla drugiego ℓ = 3 i m ℓ = -3, -2, -1, 0, +1, +2 i +3, tj. 7 AO.

czwarty kwant m s nazwany spinową liczbą kwantową, został wprowadzony w 1925 roku przez Goudsmita i Uhlenbecka w celu wyjaśnienia pewnych subtelnych efektów w widmie atomu wodoru. Spin elektronu to moment pędu naładowanej cząstki elementarnej elektronu, której orientacja jest skwantowana, tj. ściśle ograniczone do określonych kątów. Ta orientacja jest określona przez wartość spinowej magnetycznej liczby kwantowej (s), która dla elektronu wynosi ½ , a więc dla elektronu, zgodnie z zasadami kwantyzacji m s = ± ½. W związku z tym do zbioru trzech liczb kwantowych należy dodać liczbę kwantową m s . Jeszcze raz podkreślamy, że cztery liczby kwantowe określają kolejność, w jakiej konstruowany jest układ okresowy pierwiastków Mendelejewa, i wyjaśniamy, dlaczego w pierwszym okresie są tylko dwa pierwiastki, osiem w drugim i trzecim, 18 w czwartym itd. Jednak , aby wyjaśnić budowę wieloelektronów atomów, kolejność wypełniania poziomów elektronowych wraz ze wzrostem ładunku dodatniego atomu, nie wystarczy mieć pojęcie o czterech liczbach kwantowych, które „rządzą” zachowaniem elektronów podczas wypełniania orbitali elektronicznych, ale trzeba wiedzieć więcej proste zasady a mianowicie Zasada Pauliego, zasada Gunda i zasady Klechkowskiego.

Zgodnie z zasadą Pauliego w tym samym stanie kwantowym, charakteryzującym się pewnymi wartościami czterech liczb kwantowych, nie może być więcej niż jeden elektron. Oznacza to, że w zasadzie jeden elektron można umieścić na dowolnym orbicie atomowej. Dwa elektrony mogą znajdować się na tym samym orbicie atomowej tylko wtedy, gdy mają różne spinowe liczby kwantowe.

Wypełniając elektronami trzy p-AO, pięć d-AO i siedem f-AO, należy kierować się nie tylko zasadą Pauliego, ale także zasadą Hunda: Wypełnienie orbitali jednej podpowłoki w stanie podstawowym następuje za pomocą elektronów o tych samych spinach.

Podczas wypełniania podpowłok (p, d, f) wartość bezwzględna sumy obrotów musi być maksymalna.

Reguła Klechkowskiego. Zgodnie z zasadą Klechkowskiego podczas napełnianiad oraz forbitalny przez elektrony musi być przestrzeganyzasada minimalnej energii. Zgodnie z tą zasadą elektrony w stanie podstawowym wypełniają orbity z minimalnymi poziomami energii. Energia podpoziomu jest określona przez sumę liczb kwantowychn + ℓ = E .

Pierwsza zasada Klechkowskiego: najpierw wypełnij te podpoziomy, dla którychn + ℓ = E minimalny.

Druga zasada Klechkowskiego: w przypadku równościn + ℓ dla kilku podpoziomów, podpoziom, dla któregon minimalny .

Obecnie znanych jest 109 elementów.

2. Energia jonizacji, powinowactwo elektronowe i elektroujemność.

Najważniejszymi cechami konfiguracji elektronowej atomu są energia jonizacji (EI) lub potencjał jonizacji (IP) oraz powinowactwo elektronowe atomu (SE). Energia jonizacji to zmiana energii w procesie oderwania elektronu od wolnego atomu w temperaturze 0 K: A = + + ē . Zależność energii jonizacji od liczby atomowej Z pierwiastka, wielkość promienia atomowego ma wyraźny charakter okresowy.

Powinowactwo elektronowe (SE) to zmiana energii, która towarzyszy dodaniu elektronu do izolowanego atomu z utworzeniem jonu ujemnego w 0 K: A + ē = A - (atom i jon znajdują się w stanach podstawowych). W tym przypadku elektron zajmuje najniższy wolny orbital atomowy (LUAO), jeśli VZAO jest zajęte przez dwa elektrony. SE silnie zależy od ich orbitalnej konfiguracji elektronicznej.

Zmiany EI i SE korelują ze zmianami wielu właściwości pierwiastków i ich związków, co służy do przewidywania tych właściwości na podstawie wartości EI i SE. Halogeny mają najwyższe bezwzględne powinowactwo do elektronów. W każdej grupie układu okresowego pierwiastków potencjał jonizacji lub EI maleje wraz ze wzrostem liczby pierwiastków, co wiąże się ze wzrostem promienia atomowego i ze wzrostem liczby warstw elektronowych, co dobrze koreluje ze wzrostem liczby pierwiastków. redukująca moc elementu.

Tabela 1 Układu Okresowego Pierwiastków podaje wartości EI i SE w eV/atom. Zauważ, że dokładne wartości SE znane są tylko dla kilku atomów, ich wartości podkreślono w tabeli 1.

Tabela 1

Pierwsza energia jonizacji (EI), powinowactwo elektronowe (SE) i elektroujemność χ) atomów w układzie okresowym.

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(a)				-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 - Pauling elektroujemność

r- promień atomowy (z „Zajęcia laboratoryjne i seminaryjne z chemii ogólnej i nieorganicznej”, N.S. Achmetow, M.K. Azizova, L.I. Badygina)

Chemikalia to rzeczy, które tworzą otaczający nas świat.

Właściwości każdej substancji chemicznej dzielą się na dwa typy: chemiczne, charakteryzujące zdolność do tworzenia innych substancji, oraz fizyczne, które są obiektywnie obserwowane i można je rozpatrywać w oderwaniu od przemian chemicznych. Na przykład właściwości fizyczne substancji to stan skupienia (stały, ciekły lub gazowy), przewodność cieplna, pojemność cieplna, rozpuszczalność w różnych mediach (woda, alkohol itp.), gęstość, kolor, smak itp. .

Przekształcenia niektórych substancje chemiczne w inne substancje nazywane są zjawiskami chemicznymi lub reakcjami chemicznymi. Należy zauważyć, że istnieją również zjawiska fizyczne, którym oczywiście towarzyszy zmiana niektórych właściwości fizyczne substancje bez przekształcania w inne substancje. Zjawiska fizyczne obejmują na przykład topnienie lodu, zamarzanie lub parowanie wody itp.

O tym, że w trakcie każdego procesu zachodzi zjawisko chemiczne można stwierdzić obserwując: cechy charakterystyczne reakcje chemiczne takie jak zmiana koloru, opady, wydzielanie gazu, wydzielanie ciepła i/lub światła.

Na przykład wniosek o przebiegu reakcji chemicznych można wyciągnąć, obserwując:

Powstawanie osadu podczas gotowania wody, zwane kamieniem w życiu codziennym;

Uwalnianie ciepła i światła podczas palenia ognia;

Zmień kolor plasterka świeże jabłko na antenie;

Powstawanie pęcherzyków gazu podczas fermentacji ciasta itp.

Najmniejsze cząstki materii, które w wyniku reakcji chemicznych praktycznie nie ulegają zmianom, a jedynie w nowy sposób łączą się ze sobą, nazywamy atomami.

Sam pomysł istnienia takich jednostek materii powstał w starożytna Grecja w umysłach starożytnych filozofów, co właściwie wyjaśnia pochodzenie terminu „atom”, ponieważ „atomos” w dosłownym tłumaczeniu z greckiego oznacza „niepodzielny”.

Jednak wbrew pomysłowi starożytni greccy filozofowie atomy nie są absolutnym minimum materii, tj. same mają złożoną strukturę.

Każdy atom składa się z tzw. cząstek subatomowych - protonów, neutronów i elektronów, oznaczonych odpowiednio symbolami p + , no i e - . Indeks górny w używanym zapisie wskazuje, że proton ma jednostkowy ładunek dodatni, elektron ma jednostkowy ładunek ujemny, a neutron nie ma ładunku.

Jeśli chodzi o jakościową budowę atomu, to każdy atom ma wszystkie protony i neutrony skupione w tzw. jądrze, wokół którego elektrony tworzą powłokę elektronową.

Proton i neutron mają praktycznie te same masy, tj. m p ≈ m n , a masa elektronu jest prawie 2000 razy mniejsza od masy każdego z nich, tj. m p / m e m n / m e 2000.

Ponieważ podstawową właściwością atomu jest jego neutralność elektryczna, a ładunek jednego elektronu jest równy ładunkowi jednego protonu, można z tego wywnioskować, że liczba elektronów w każdym atomie jest równa liczbie protonów.

Na przykład poniższa tabela pokazuje możliwy skład atomów:

Rodzaj atomów o tym samym ładunku jądrowym, tj. z ten sam numer protony w ich jądrach nazywane są pierwiastkiem chemicznym. Tak więc z powyższej tabeli możemy wywnioskować, że atom1 i atom2 należą do jednego pierwiastka chemicznego, a atom3 i atom4 należą do innego pierwiastka chemicznego.

Każdy pierwiastek chemiczny ma swoją nazwę i indywidualny symbol, który jest odczytywany w określony sposób. Na przykład najprostszy pierwiastek chemiczny, którego atomy zawierają tylko jeden proton w jądrze, ma nazwę „wodór” i jest oznaczony symbolem „H”, który jest czytany jako „popiół”, a pierwiastek chemiczny z ładunkiem jądrowym +7 (tj. zawierającym 7 protonów) - „azot”, ma symbol „N”, który czyta się jako „en”.

Jak widać z powyższej tabeli, atomy jednego pierwiastka chemicznego mogą różnić się liczbą neutronów w jądrach.

Atomy należące do tego samego pierwiastka chemicznego, ale mające różną liczbę neutronów, a co za tym idzie masę, nazywane są izotopami.

Na przykład pierwiastek chemiczny wodór ma trzy izotopy - 1 H, 2 H i 3 H. Indeksy 1, 2 i 3 nad symbolem H oznaczają całkowitą liczbę neutronów i protonów. Tych. wiedząc, że wodór jest pierwiastkiem chemicznym, który charakteryzuje się tym, że w jądrach jego atomów znajduje się jeden proton, możemy wywnioskować, że w izotopie 1H w ogóle nie ma neutronów (1-1 = 0). izotop 2H - 1 neutron (2-1=1), aw izotopie 3H - dwa neutrony (3-1=2). Ponieważ, jak już wspomniano, neutron i proton mają te same masy, a masa elektronu jest w porównaniu z nimi znikoma, oznacza to, że izotop 2H jest prawie dwa razy cięższy niż izotop 1H, a 3H izotop jest nawet trzy razy cięższy. W związku z tak dużym rozrzutem mas izotopów wodoru izotopom 2H i 3H przypisano nawet odrębne indywidualne nazwy i symbole, co nie jest typowe dla żadnego innego pierwiastka chemicznego. Izotop 2H został nazwany deuterem i oznaczony symbolem D, a izotop 3H otrzymał nazwę tryt i symbol T.

Jeśli przyjmiemy masę protonu i neutronu jako jedność, a pominiemy masę elektronu, w rzeczywistości lewy górny wskaźnik, oprócz całkowitej liczby protonów i neutronów w atomie, można uznać za jego masę, a dlatego indeks ten nazywa się liczbą masową i jest oznaczony symbolem A. Ponieważ ładunek jądra dowolnych protonów odpowiada atomowi, a ładunek każdego protonu jest warunkowo uważany za +1, liczba protonów w jądro nazywa się numer obciążenia(Z). Oznaczając liczbę neutronów w atomie literą N, matematycznie zależność między liczbą masową, liczbą ładunku i liczbą neutronów można wyrazić jako:

Zgodnie ze współczesnymi koncepcjami elektron ma charakter dwoisty (falowy). Ma właściwości zarówno cząstki, jak i fali. Podobnie jak cząstka, elektron ma masę i ładunek, ale jednocześnie przepływ elektronów, podobnie jak fala, charakteryzuje się zdolnością do dyfrakcji.

Do opisu stanu elektronu w atomie stosuje się reprezentacje mechanika kwantowa, zgodnie z którym elektron nie ma określonej trajektorii ruchu i może znajdować się w dowolnym punkcie przestrzeni, ale z różnymi prawdopodobieństwami.

Obszar przestrzeni wokół jądra, w którym najprawdopodobniej znajduje się elektron, nazywa się orbitalem atomowym.

Orbital atomowy może mieć różne formy, rozmiar i orientacja. Orbital atomowy jest również nazywany chmurą elektronów.

Graficznie jeden orbital atomowy jest zwykle oznaczany jako kwadratowa komórka:

Mechanika kwantowa ma niezwykle złożony aparat matematyczny, dlatego w ramach szkolnego kursu chemii brane są pod uwagę tylko konsekwencje teorii mechaniki kwantowej.

Zgodnie z tymi konsekwencjami każdy orbital atomowy i znajdujący się na nim elektron są całkowicie scharakteryzowane przez 4 liczby kwantowe.

• Główna liczba kwantowa - n - określa całkowitą energię elektronu na danym orbicie. Zakres wartości głównej liczby kwantowej to wszystko liczby całkowite, tj. n = 1,2,3,4, 5 itd.
• Orbitalna liczba kwantowa - l - charakteryzuje kształt orbitalu atomowego i może przyjmować dowolne wartości całkowite od 0 do n-1, gdzie n, przypomnijmy, jest główną liczbą kwantową.

Orbitale z l = 0 są nazywane s-orbitale. Orbitale s są sferyczne i nie mają kierunku w przestrzeni:

Orbitale z l = 1 są nazywane p-orbitale. Orbitale te mają kształt trójwymiarowej ósemki, tj. kształt uzyskany przez obrót ósemki wokół osi symetrii i na zewnątrz przypomina hantle:

Orbitale z l = 2 są nazywane d-orbitale, a przy l = 3 – f-orbitale. Ich struktura jest znacznie bardziej złożona.

3) Magnetyczna liczba kwantowa - m l - określa orientację przestrzenną konkretnego orbity atomowej i wyraża rzut momentu pędu orbity na kierunek pole magnetyczne. Magnetyczna liczba kwantowa m l odpowiada orientacji orbity względem kierunku wektora natężenia zewnętrznego pola magnetycznego i może przyjmować dowolne wartości całkowite od –l do +l, w tym 0, tj. całkowity możliwa wartość równa się (2l+1). Na przykład z l = 0 m l = 0 (jedna wartość), z l = 1 m l = -1, 0, +1 (trzy wartości), z l = 2 m l = -2, -1, 0, + 1 , +2 (pięć wartości magnetycznej liczby kwantowej) itp.

Na przykład orbitale p, czyli orbitale o orbitalnej liczbie kwantowej l = 1, mające kształt „trójwymiarowej ósemki”, odpowiadają trzem wartościom magnetycznej liczby kwantowej (-1, 0, +1), co z kolei odpowiada w trzech kierunkach w przestrzeni prostopadłych do siebie.

4) Spinowa liczba kwantowa (lub po prostu spin) - m s - może być warunkowo uznana za odpowiedzialną za kierunek obrotu elektronu w atomie, może przyjmować wartości. Elektrony o różnych spinach są oznaczone pionowymi strzałkami skierowanymi w różnych kierunkach: ↓ i .

Zbiór wszystkich orbitali w atomie, które mają taką samą wartość głównej liczby kwantowej, nazywany jest poziomem energii lub powłoka elektronowa. Dowolny poziom energii o pewnej liczbie n składa się z n 2 orbitali.

Wiele orbitali z te same wartości główna liczba kwantowa i orbitalna liczba kwantowa reprezentują podpoziom energii.

Każdy poziom energii, który odpowiada głównej liczbie kwantowej n, zawiera n podpoziomów. Z kolei każdy podpoziom energii z orbitalną liczbą kwantową l składa się z (2l+1) orbitali. Tak więc podwarstwa s składa się z jednego orbitalu s, podwarstwa p z trzech orbitali p, podwarstwa d z pięciu orbitali d, a podwarstwa f z siedmiu orbitali f. Ponieważ, jak już wspomniano, jeden orbital atomowy jest często oznaczany przez jedną komórkę kwadratową, podpoziomy s, p, d i f można przedstawić graficznie w następujący sposób:

Każdy orbital odpowiada indywidualnemu, ściśle określonemu zestawowi trzech liczb kwantowych n, l i ml .

Rozkład elektronów na orbitalach nazywa się konfiguracją elektronową.

Wypełnianie orbitali atomowych elektronami następuje zgodnie z trzema warunkami:

• Zasada minimalnej energii: Elektrony wypełniają orbitale zaczynając od najniższego podpoziomu energii. Sekwencja podpoziomów w kolejności rosnącej energii jest następująca: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;

Aby ułatwić zapamiętanie tej sekwencji wypełniania podpoziomów elektronicznych, bardzo wygodna jest poniższa ilustracja graficzna:

• Zasada Pauliego: Każdy orbital może pomieścić maksymalnie dwa elektrony.

Jeśli na orbicie znajduje się jeden elektron, nazywamy go niesparowanym, a jeśli są dwa, nazywamy je parą elektronów.

• Zasada Hunda: najbardziej stabilny stan atomu to taki, w którym w obrębie jednego podpoziomu atom ma maksymalną możliwą liczbę niesparowanych elektronów. Ten najbardziej stabilny stan atomu nazywany jest stanem podstawowym.

W rzeczywistości oznacza to, że np. umieszczenie 1., 2., 3. i 4. elektronu na trzech orbitalach podpoziomu p zostanie przeprowadzone w następujący sposób:

Wypełnianie orbitali atomowych z wodoru o liczbie ładunku 1 do kryptonu (Kr) o ładunku 36 będzie przebiegać w następujący sposób:

Podobną reprezentację kolejności wypełniania orbitali atomowych nazywamy diagramem energetycznym. Na podstawie schematów elektronicznych poszczególnych elementów można spisywać ich tzw. formuły elektroniczne (konfiguracje). Czyli na przykład pierwiastek mający 15 protonów i w rezultacie 15 elektronów, czyli fosfor (P) będzie miał następujący wykres energetyczny:

Po przetłumaczeniu na wzór elektroniczny atom fosforu przyjmie postać:

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

Liczby normalnej wielkości po lewej stronie symbolu podpoziomu pokazują numer poziomu energii, a indeksy górne po prawej stronie symbolu podpoziomu pokazują liczbę elektronów w odpowiednim podpoziomie.

Poniżej znajdują się elektroniczne formuły pierwszych 36 elementów D.I. Mendelejew.

Kropka	Przedmiot nr.	symbol	tytuł	formuła elektroniczna
I	1	H	wodór	1s 1
	2	On	hel	1s2
II	3	Li	lit	1s2 2s1
	4	Być	beryl	1s2 2s2
	5	B	bor	1s 2 2s 2 2p 1
	6	C	węgiel	1s 2 2s 2 2p 2
	7	N	azot	1s 2 2s 2 2p 3
	8	O	tlen	1s 2 2s 2 2p 4
	9	F	fluor	1s 2 2s 2 2p 5
	10	Ne	neon	1s 2 2s 2 2p 6
III	11	Na	sód	1s 2 2s 2 2p 6 3s 1
	12	mg	magnez	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2
	13	Glin	aluminium	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1
	14	Si	krzem	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2
	15	P	fosfor	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3
	16	S	siarka	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4
	17	Cl	chlor	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
	18	Ar	argon	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6
IV	19	K	potas	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1
	20	Ca	wapń	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2
	21	sc	skand	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1
	22	Ti	tytan	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2
	23	V	wanad	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3
	24	Cr	chrom	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 s na d podpoziom
	25	Mn	mangan	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5
	26	Fe	żelazo	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6
	27	współ	kobalt	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7
	28	Ni	nikiel	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8
	29	Cu	miedź	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 s na d podpoziom
	30	Zn	cynk	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10
	31	Ga	gal	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1
	32	Ge	german	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2
	33	Jak	arsen	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3
	34	Se	selen	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4
	35	Br	brom	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5
	36	kr	krypton	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6

Jak już wspomniano, w stanie podstawowym elektrony na orbitalach atomowych ułożone są zgodnie z zasadą najmniejszej energii. Niemniej jednak, w obecności pustych orbitali p w stanie podstawowym atomu, często, gdy zostanie mu przekazana nadwyżka energii, atom może zostać przeniesiony do tzw. stanu wzbudzonego. Na przykład atom boru w stanie podstawowym ma konfigurację elektronową i wykres energii w postaci:

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

A w stanie wzbudzonym (*), tj. przy przekazaniu pewnej ilości energii atomowi boru, jego konfiguracja elektronowa i wykres energetyczny będą wyglądać tak:

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

W zależności od tego, który podpoziom w atomie jest wypełniony jako ostatni, pierwiastki chemiczne dzielą się na s, p, d lub f.

Znalezienie elementów s, p, d i f w tabeli D.I. Mendelejew:

• s-elementy mają ostatni s-podpoziom do wypełnienia. Elementy te obejmują elementy głównych (po lewej stronie w komórce tabeli) podgrup grup I i ​​II.
• W przypadku elementów p podpoziom p jest wypełniony. Elementy p obejmują sześć ostatnich elementów każdego okresu, z wyjątkiem pierwszego i siódmego, a także elementy głównych podgrup grup III-VIII.
• Elementy d znajdują się między elementami s i p w dużych okresach.
• Pierwiastki f nazywane są lantanowcami i aktynowcami. Umieszczono je na dole stołu przez D.I. Mendelejew.

Lekcja poświęcona jest kształtowaniu się pomysłów na złożoną strukturę atomu. Rozważa się stan elektronów w atomie, wprowadza się pojęcia „orbitalu atomowego i chmury elektronowej”, formy orbitali (s--, p-, d-orbitale). Rozważane są również takie aspekty, jak maksymalna liczba elektronów na poziomach energetycznych i podpoziomach, rozkład elektronów na poziomach energetycznych i podpoziomach w atomach pierwiastków z pierwszych czterech okresów, elektrony walencyjne pierwiastków s, p i d. Podano graficzny schemat budowy warstw elektronowych atomów (wzór elektronowo-graficzny).

Temat: Struktura atomu. Prawo okresowe D.I. Mendelejew

Lekcja: Struktura atomu

Przetłumaczone z greckiego słowo „ atom" oznacza „niepodzielny”. Odkryto jednak zjawiska świadczące o możliwości jego podziału. Są to emisja promieni rentgenowskich, emisja promieni katodowych, zjawisko efektu fotoelektrycznego, zjawisko promieniotwórczości. Elektrony, protony i neutrony to cząstki tworzące atom. Nazywają się cząstki elementarne.

Patka. jeden

Oprócz protonów jądro większości atomów zawiera neutrony które nie niosą żadnych opłat. Jak widać z tabeli. 1, masa neutronu praktycznie nie różni się od masy protonu. Protony i neutrony tworzą jądro atomu i są nazywane nukleony (jądro - jądro). Ich ładunki i masy w jednostkach masy atomowej (j.m.) przedstawiono w tabeli 1. Przy obliczaniu masy atomu można pominąć masę elektronu.

Masa atomu ( Liczba masowa) jest równa sumie mas protonów i neutronów tworzących jądro. Numer masowy jest oznaczony literą ALE. Z nazwy tej wielkości wynika, że ​​jest ona ściśle związana z masą atomową pierwiastka zaokrągloną do liczby całkowitej. A=Z+N

Tutaj A- liczba masowa atomu (suma protonów i neutronów), Z- ładunek jądrowy (liczba protonów w jądrze), N to liczba neutronów w jądrze. Zgodnie z doktryną izotopów, pojęciu „pierwiastka chemicznego” można nadać następującą definicję:

pierwiastek chemiczny Nazywa się grupę atomów o tym samym ładunku jądrowym.

Niektóre elementy istnieją jako wielokrotne izotopy. „Izotopy” oznaczają „zajmujące to samo miejsce”. Izotopy mają taką samą liczbę protonów, ale różnią się masą, czyli liczbą neutronów w jądrze (liczba N). Ponieważ neutrony mają niewielki lub żaden wpływ na właściwości chemiczne pierwiastków, wszystkie izotopy tego samego pierwiastka są chemicznie nie do odróżnienia.

Izotopy nazywane są odmianami atomów tego samego pierwiastka chemicznego o tym samym ładunku jądrowym (czyli o tej samej liczbie protonów), ale o różnej liczbie neutronów w jądrze.

Izotopy różnią się od siebie jedynie liczbą masową. Wskazuje na to albo indeks górny w prawym rogu, albo linia: 12 C lub C-12 . Jeśli pierwiastek zawiera kilka naturalnych izotopów, to w układzie okresowym pierwiastków D.I. Mendelejew wskazuje swoją średnią masę atomową, biorąc pod uwagę rozpowszechnienie. Na przykład chlor zawiera 2 naturalne izotopy 35 Cl i 37 Cl, których zawartość wynosi odpowiednio 75% i 25%. Zatem masa atomowa chloru będzie równa:

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

W przypadku sztucznie zsyntetyzowanych ciężkich atomów w nawiasach kwadratowych podano jedną wartość masy atomowej. Jest to masa atomowa najbardziej stabilnego izotopu tego pierwiastka.

Podstawowe modele budowy atomu

Historycznie model atomu Thomsona był pierwszym w 1897 roku.

Ryż. 1. Model budowy atomu J. Thomsona

Angielski fizyk JJ Thomson zasugerował, że atomy składają się z dodatnio naładowanej kuli, w której przeplatają się elektrony (ryc. 1). Model ten w przenośni nazywa się „budyń śliwkowy”, bułką z rodzynkami (gdzie „rodzynki” to elektrony) lub „arbuzem” z „nasionkami” – elektronami. Jednak ten model został porzucony, ponieważ uzyskano dane eksperymentalne, które mu przeczyły.

Ryż. 2. Model budowy atomu autorstwa E. Rutherforda

W 1910 r. angielski fizyk Ernst Rutherford wraz ze swoimi uczniami Geigerem i Marsdenem przeprowadzili eksperyment, który dał zdumiewające wyniki, które były niewytłumaczalne z punktu widzenia modelu Thomsona. Ernst Rutherford udowodnił doświadczeniem, że w centrum atomu znajduje się dodatnio naładowane jądro (ryc. 2), wokół którego, podobnie jak planety wokół Słońca, krążą elektrony. Atom jako całość jest elektrycznie obojętny, a elektrony są utrzymywane w atomie dzięki siłom przyciągania elektrostatycznego (siłom kulombowskim). Model ten miał wiele sprzeczności i, co najważniejsze, nie wyjaśniał, dlaczego elektrony nie padają na jądro, ani możliwości pochłaniania i emisji przez nie energii.

Duński fizyk N. Bohr w 1913 roku, opierając się na modelu atomu Rutherforda, zaproponował model atomu, w którym cząstki elektronowe krążą wokół jądra atomowego w podobny sposób, jak planety krążą wokół Słońca.

Ryż. 3. Model planetarny N. Bohra

Bohr zasugerował, że elektrony w atomie mogą stabilnie istnieć tylko na orbitach w ściśle określonych odległościach od jądra. Te orbity nazwał stacjonarnymi. Elektron nie może istnieć poza orbitami stacjonarnymi. Dlaczego tak jest, Bohr nie potrafił wówczas wyjaśnić. Wykazał jednak, że taki model (rys. 3) umożliwia wyjaśnienie wielu faktów doświadczalnych.

Obecnie używany do opisu budowy atomu mechanika kwantowa. Jest to nauka, której głównym aspektem jest to, że elektron ma jednocześnie właściwości cząstki i fali, tj. dualizm falowo-cząstkowy. Według mechaniki kwantowej obszar przestrzeni, w którym prawdopodobieństwo znalezienia elektronu jest największe, nazywa sięorbitalny. Im dalej elektron znajduje się od jądra, tym mniejsza jest jego energia interakcji z jądrem. Tworzą się elektrony o bliskich energiach poziom energii. Liczba poziomów energetycznych równa się numer okresu, w której ten element znajduje się w tabeli D.I. Mendelejew. Istnieją różne kształty orbitali atomowych. (rys. 4). Orbital d i orbital f mają bardziej złożony kształt.

Ryż. 4. Kształty orbitali atomowych

W powłoce elektronowej dowolnego atomu znajduje się dokładnie tyle elektronów, ile jest protonów w jego jądrze, więc atom jako całość jest elektrycznie obojętny. Elektrony w atomie są ułożone tak, aby ich energia była minimalna. Im dalej elektron znajduje się od jądra, tym więcej orbitali i bardziej złożone mają kształt. Każdy poziom i podpoziom może zawierać tylko określoną liczbę elektronów. Z kolei podpoziomy składają się z: orbitale.

Na pierwszym poziomie energetycznym, najbliżej jądra, może znajdować się jeden orbital sferyczny ( 1 s). Na drugim poziomie energii - sferyczny orbital, duży rozmiar i trzy orbitale p: 2 s2 ppp. Na trzecim poziomie: 3 s3 ppp3 dddd.

Oprócz ruchu wokół jądra elektrony mają również ruch, który można przedstawić jako ich ruch wokół własnej osi. Ta rotacja nazywa się obracać ( w pasie z angielskiego. "wrzeciono"). Na jednym orbicie mogą znajdować się tylko dwa elektrony o przeciwnych (antyrównoległych) spinach.

Maksymalny liczba elektronów na poziom energii określa wzór N=2 n 2.

Gdzie n jest główną liczbą kwantową (liczbą poziomu energii). Zobacz tabelę. 2

Patka. 2

W zależności od tego, na którym orbicie znajduje się ostatni elektron, rozróżniają s-, p-, d-elementy. Elementy głównych podgrup należą do s-, p-elementy. W podgrupach bocznych znajdują się d-elementy

Graficzny schemat budowy warstw elektronowych atomów (elektroniczna formuła graficzna).

Do opisu rozmieszczenia elektronów na orbitalach atomowych wykorzystywana jest konfiguracja elektroniczna. Aby zapisać to w linii, orbitale są zapisane w legendzie ( s--, p-, d-,f-orbitale), a przed nimi są liczby wskazujące numer poziomu energetycznego. Im większa liczba, tym dalej elektron od jądra. W dużych literach, nad oznaczeniem orbitalu, zapisana jest liczba elektronów na tym orbicie (rys. 5).

Ryż. 5

Graficznie rozkład elektronów na orbitalach atomowych można przedstawić jako komórki. Każda komórka odpowiada jednemu orbitalowi. Będą trzy takie komórki dla orbitalu p, pięć dla orbitalu d i siedem dla orbitalu f. Jedna komórka może zawierać 1 lub 2 elektrony. Według Zasada Gunda, elektrony są rozmieszczone na orbitalach o tej samej energii (na przykład w trzech orbitalach p), najpierw po jednym na raz, i dopiero gdy na każdym takim orbitale jest już jeden elektron, rozpoczyna się wypełnianie tych orbitali drugimi elektronami. Takie elektrony nazywają się sparowane. Wyjaśnia to fakt, że w sąsiednich komórkach elektrony mniej się odpychają, jak podobnie naładowane cząstki.

patrz rys. 6 dla atomu 7 N.

Ryż. 6

Elektroniczna konfiguracja atomu skandu

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

Elektrony na zewnętrznym poziomie energetycznym nazywane są elektronami walencyjnymi. 21 sc odnosi się do d-elementy.

Podsumowując lekcję

Na lekcji rozważono strukturę atomu, stan elektronów w atomie, wprowadzono pojęcie „orbitalu atomowego i chmury elektronowej”. Uczniowie dowiedzieli się, jaki jest kształt orbitali ( s-, p-, d-orbitali), jaka jest maksymalna liczba elektronów na poziomach energetycznych i podpoziomach, rozkład elektronów na poziomach energetycznych, co to jest s-, p- oraz d-elementy. Podano graficzny schemat budowy warstw elektronowych atomów (wzór elektronowo-graficzny).

Bibliografia

1. Rudzitis G.E. Chemia. Podstawy chemii ogólnej. Klasa 11: podręcznik dla instytucji edukacyjnych: poziom podstawowy / G.E. Rudzitis, F.G. Feldmana. - 14 wyd. - M.: Edukacja, 2012.

2. Popel P.P. Chemia: klasa 8: podręcznik dla placówek ogólnokształcących / P.P. Popel, L.S. Krivlya. - K.: Centrum Informacji „Akademia”, 2008. - 240 s.: il.

3. A.V. Manuiłow, W.I. Rodionow. Podstawy chemii. Samouczek internetowy.

Zadanie domowe

1. Nr 5-7 (s. 22) Rudzitis G.E. Chemia. Podstawy chemii ogólnej. Klasa 11: podręcznik dla instytucji edukacyjnych: poziom podstawowy / G.E. Rudzitis, F.G. Feldmana. - 14 wyd. - M.: Edukacja, 2012.

2. Napisz wzory elektroniczne dla następujących pierwiastków: 6 C, 12 Mg, 16 S, 21 Sc.

3. Elementy mają następujące wzory elektroniczne: 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 . Czym są te elementy?

Skład atomu.

Atom składa się z jądro atomowe oraz powłoka elektronowa.

Jądro atomu składa się z protonów ( p+) i neutronów ( n 0). Większość atomów wodoru ma pojedyncze jądro protonowe.

Liczba protonów N(p+) jest równy ładunkowi jądrowemu ( Z) i liczba porządkowa pierwiastka w naturalnym szeregu pierwiastków (oraz w układzie okresowym pierwiastków).

N(p +) = Z

Suma liczby neutronów N(n 0), oznaczony po prostu literą N, a liczba protonów Z nazywa Liczba masowa i jest oznaczony literą ALE.

A = Z + N

Powłoka elektronowa atomu składa się z elektronów poruszających się wokół jądra ( mi -).

Liczba elektronów N(mi-) w powłoce elektronowej obojętnego atomu jest równa liczbie protonów Z w jego rdzeniu.

Masa protonu jest w przybliżeniu równa masie neutronu i 1840 mas elektronu, więc masa atomu jest praktycznie równa masie jądra.

Kształt atomu jest kulisty. Promień jądra jest około 100 000 razy mniejszy niż promień atomu.

Pierwiastek chemiczny- rodzaj atomów (zbiór atomów) o tym samym ładunku jądrowym (z taką samą liczbą protonów w jądrze).

Izotop- zbiór atomów jednego pierwiastka o tej samej liczbie neutronów w jądrze (lub typ atomów o tej samej liczbie protonów i tej samej liczbie neutronów w jądrze).

Różne izotopy różnią się między sobą liczbą neutronów w jądrach ich atomów.

Oznaczenie pojedynczego atomu lub izotopu: (E - symbol pierwiastka), np.: .

Struktura powłoki elektronowej atomu

orbital atomowy jest stanem elektronu w atomie. Symbol orbity - . Każdy orbital odpowiada chmurze elektronowej.

Orbitale rzeczywistych atomów w stanie podstawowym (niewzbudzonym) są czterech typów: s, p, d oraz f.

chmura elektroniczna- część przestrzeni, w której znajduje się elektron z prawdopodobieństwem 90 (lub większym) procent.

Notatka: czasami pojęcia „orbitalu atomowego” i „chmury elektronowej” nie są rozróżniane, nazywając je „orbitalem atomowym”.

Powłoka elektronowa atomu jest warstwowa. Warstwa elektroniczna utworzone przez chmury elektronowe o tym samym rozmiarze. Orbitale jednowarstwowe poziom elektroniczny („energia”), ich energie są takie same dla atomu wodoru, ale inne dla innych atomów.

Orbitale tego samego poziomu są pogrupowane w elektroniczny (energia) podpoziomy:
s- podpoziom (składa się z jednego s-orbitale), symbol - .
p podpoziom (składa się z trzech p
d podpoziom (składa się z pięciu d-orbitale), symbol - .
f podpoziom (składa się z siedmiu f-orbitale), symbol - .

Energie orbitali tego samego podpoziomu są takie same.

Przy wyznaczaniu podpoziomów do symbolu podpoziomu dodawany jest numer warstwy (poziomu elektronicznego), na przykład: 2 s, 3p, 5d znaczy s- podpoziom drugiego poziomu, p- podpoziom trzeciego poziomu, d- podpoziom piątego poziomu.

Całkowita liczba podpoziomów na jednym poziomie jest równa numerowi poziomu n. Całkowita liczba orbitali na jednym poziomie to n 2. W związku z tym całkowita liczba chmur w jednej warstwie również n 2 .

Oznaczenia: - orbital swobodny (bez elektronów), - orbital z niesparowanym elektronem, - orbital z parą elektronów (z dwoma elektronami).

Kolejność, w jakiej elektrony wypełniają orbitale atomu, określają trzy prawa natury (sformułowania podane są w sposób uproszczony):

1. Zasada najmniejszej energii - elektrony wypełniają orbitale w kolejności rosnącej energii orbitali.

2. Zasada Pauliego - na jednym orbicie nie mogą znajdować się więcej niż dwa elektrony.

3. Reguła Hunda - w obrębie podpoziomu elektrony najpierw wypełniają wolne orbitale (po jednym na raz), a dopiero potem tworzą pary elektronów.

Całkowita liczba elektronów na poziomie elektronicznym (lub w warstwie elektronicznej) wynosi 2 n 2 .

Rozkład podpoziomów według energii jest wyrażony dalej (w kolejności rosnącej energii):

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

Wizualnie ta sekwencja jest wyrażona przez diagram energii:

Rozkład elektronów atomu według poziomów, podpoziomów i orbitali (konfiguracja elektronowa atomu) można przedstawić jako wzór elektroniczny, diagram energii lub, prościej, jako diagram warstw elektronicznych („schemat elektroniczny”) .

Przykłady budowy elektronowej atomów:

elektrony walencyjne- elektrony atomu, które mogą brać udział w tworzeniu wiązań chemicznych. Dla każdego atomu są to wszystkie zewnętrzne elektrony plus te przed-zewnętrzne elektrony, których energia jest większa niż energia zewnętrznych. Na przykład: atom Ca ma 4 elektrony zewnętrzne s 2, są również wartościowością; atom Fe ma zewnętrzne elektrony - 4 s 2 ale ma 3 d 6, stąd atom żelaza ma 8 elektronów walencyjnych. Formuła elektronowa walencyjna atomu wapnia to 4 s 2, a atomy żelaza - 4 s 2 3d 6 .

Układ okresowy pierwiastków chemicznych D. I. Mendelejewa
(naturalny system pierwiastków chemicznych)

Prawo okresowe pierwiastków chemicznych(nowoczesne sformułowanie): właściwości pierwiastków chemicznych oraz tworzonych przez nie substancji prostych i złożonych są w okresowej zależności od wartości ładunku z jąder atomowych.

Układ okresowy- graficzny wyraz prawa okresowego.

Naturalny zakres pierwiastków chemicznych- liczba pierwiastków chemicznych, ułożonych zgodnie ze wzrostem liczby protonów w jądrach ich atomów, lub tym samym, zgodnie ze wzrostem ładunków jąder tych atomów. Numer seryjny pierwiastka z tej serii jest równy liczbie protonów w jądrze dowolnego atomu tego pierwiastka.

Tablica pierwiastków chemicznych jest tworzona przez „pocięcie” naturalnych serii pierwiastków chemicznych na okresy(poziome rzędy tabeli) i zgrupowania (pionowe kolumny tabeli) elementów o podobnej budowie elektronowej atomów.

W zależności od tego, jak elementy są połączone w grupy, tabela może być długi okres(pierwiastki o tej samej liczbie i rodzaju elektronów walencyjnych zbierane są w grupach) i krótkoterminowe(pierwiastki o tej samej liczbie elektronów walencyjnych zbierane są w grupach).

Grupy tabeli krótkiego okresu podzielone są na podgrupy ( Główny oraz skutki uboczne), pokrywające się z grupami tabeli długookresowej.

Wszystkie atomy pierwiastków tego samego okresu mają taką samą liczbę warstw elektronowych, równą liczbie okresu.

Liczba pierwiastków w okresach: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Większość pierwiastków z okresu ósmego uzyskano sztucznie, ostatnie pierwiastki z tego okresu nie zostały jeszcze zsyntetyzowane. Wszystkie okresy z wyjątkiem pierwszego zaczynają się od pierwiastka tworzącego metal alkaliczny (Li, Na, K itd.) i kończą się pierwiastkiem tworzącym gaz szlachetny (He, Ne, Ar, Kr itd.).

W tabeli krótkookresowej – osiem grup, z których każda dzieli się na dwie podgrupy (główną i drugorzędną), w tabeli długookresowej – szesnaście grup, które są ponumerowane cyframi rzymskimi z literami A lub B, np.: IA, IIIB, VIA, VIIB. Grupa IA tabeli długookresowej odpowiada głównej podgrupie pierwszej grupy tabeli krótkookresowej; grupa VIIB - podgrupa drugorzędna grupy siódmej: reszta - podobnie.

Charakterystyki pierwiastków chemicznych zmieniają się naturalnie w grupach i okresach.

W okresach (z rosnącym numerem seryjnym)

• ładunek jądrowy wzrasta
• wzrasta liczba elektronów zewnętrznych,
• maleje promień atomów,
• wzrasta siła wiązania elektronów z jądrem (energia jonizacji),
• wzrasta elektroujemność.
• wzmocnione są właściwości utleniające prostych substancji („niemetalowość”),
• osłabiają się właściwości redukujące substancji prostych („metaliczność”),
• osłabia zasadniczy charakter wodorotlenków i odpowiadających im tlenków,
• kwaśny charakter wodorotlenków i odpowiadających im tlenków wzrasta.

W grupach (z rosnącym numerem seryjnym)

• ładunek jądrowy wzrasta
• zwiększa się promień atomów (tylko w grupach A),
• maleje siła wiązania między elektronami a jądrem (energia jonizacji; tylko w grupach A),
• spadki elektroujemności (tylko w grupach A),
• osłabiają właściwości utleniające substancji prostych („niemetaliczność”; tylko w grupach A),
• poprawiają się właściwości redukujące substancji prostych („metaliczność”; tylko w grupach A),
• podstawowy charakter wodorotlenków i odpowiadających im tlenków wzrasta (tylko w grupach A),
• kwaśny charakter wodorotlenków i odpowiadających im tlenków słabnie (tylko w grupach A),
• zmniejsza się stabilność związków wodorowych (wzrasta ich aktywność redukująca; tylko w grupach A).

Zadania i testy na temat „Temat 9. „Struktura atomu. Prawo okresowe i układ okresowy pierwiastków chemicznych D. I. Mendelejewa (PSCE)"."

• Prawo okresowe - Prawo okresowe i budowa atomów Grad 8–9
  Powinieneś znać: prawa wypełniania orbitali elektronami (zasada najmniejszej energii, zasada Pauliego, zasada Hunda), budowa układu okresowego pierwiastków.

  Powinieneś umieć: określić skład atomu poprzez położenie pierwiastka w układzie okresowym i odwrotnie, znaleźć pierwiastek w układzie okresowym, znając jego skład; zobrazować schemat struktury, konfigurację elektronową atomu, jonu i odwrotnie, określić położenie pierwiastka chemicznego w PSCE na podstawie diagramu i konfiguracji elektronicznej; scharakteryzować pierwiastek i substancje, które tworzy, zgodnie z jego miejscem w PSCE; określić zmiany promienia atomów, właściwości pierwiastków chemicznych i substancji, które tworzą w ciągu jednego okresu i jednej głównej podgrupy układu okresowego.

  Przykład 1 Określ liczbę orbitali na trzecim poziomie elektronicznym. Czym są te orbitale?
  Aby określić liczbę orbitali, posługujemy się wzorem N orbitale = n 2 , gdzie n- numer poziomu. N orbitale = 3 2 = 9. Jeden 3 s-, trzy 3 p- i pięć 3 d-orbitale.

  Przykład 2 Określ atom, którego pierwiastek ma wzór elektroniczny 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 .
  Aby określić, który to pierwiastek, musisz znaleźć jego numer seryjny, który jest równy całkowitej liczbie elektronów w atomie. W tym przypadku: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. To jest aluminium.

  Po upewnieniu się, że nauczyłeś się wszystkiego, czego potrzebujesz, przejdź do zadań. Życzymy powodzenia.

  
  Polecana literatura:
  • O. S. Gabrielyan i inni Chemia, 11 klasa. M., Bustard, 2002;
  • G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. Chemia 11 komórek. M., Edukacja, 2001.