Budowa powłok elektronowych atomów. Podstawy budowy atomu

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 DI. Mendelejew

Lekcja: Struktura atomu

Tłumaczenie z grecki, słowo " atom" oznacza „niepodzielny”. Odkryto jednak zjawiska świadczące o możliwości jego podziału. Ta emisja promienie rentgenowskie, 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 praktycznie nie mają wpływu na Właściwości chemiczne pierwiastki, 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 z ten sam numer protony), ale z inny numer neutrony 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 ciężkich, sztucznie zsyntetyzowanych atomów podawana jest jedna wartość masa atomowa w nawiasach kwadratowych. To jest masa atomowa najbardziej stabilnego izotopu dany element.

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, 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 mechanika kwantowa, 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 podobnych energiach poziom energii. Liczba poziomów energetycznych równa się numer okresu, w której ten element znajduje się w tabeli D.I. Mendelejew. Istnieć różne formy orbitale atomowe. (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 kręcić się ( 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 głównym Liczba kwantowa(numer 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 zapisywane w legenda (s--, P-, D-,F-orbitale), a przed nimi są liczby wskazujące numer poziomu energetycznego. W jaki sposób więcej numeru im dalej elektron jest od jądra. W dużych literach, nad oznaczeniem orbitalu, zapisana jest liczba elektronów na tym orbicie (rys. 5).

Ryż. pięć

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- I D-elementy. Podano graficzny schemat budowy warstw elektronowych atomów (wzór elektronowo-graficzny).

Bibliografia

1. Rudzitis G.E. Chemia. Podstawy chemia ogólna. Klasa 11: podręcznik dla instytucje edukacyjne: poziom podstawowy / G.E. Rudzitis, F.G. Feldmana. - 14 wyd. - M.: Edukacja, 2012.

2. Popel P.P. Chemia: klasa 8: podręcznik do kształcenia ogólnego instytucje edukacyjne/ 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.

Praca domowa

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?

Atom jest elektrycznie obojętną cząstką składającą się z dodatnio naładowanego jądra i ujemnie naładowanych elektronów.

Struktura jąder atomowych

Jądra atomów składać się z cząstki elementarne dwa typy: protony(P) I neutrony(n). Suma protonów i neutronów w jądrze jednego atomu nazywa się liczba nukleonów:
,
gdzie ALE- liczba nukleonów, n- liczba neutronów, Z to liczba protonów.
Protony mają ładunek dodatni (+1), neutrony nie mają ładunku (0), elektrony mają ładunek ujemny (-1). Masy protonu i neutronu są w przybliżeniu takie same, przyjmuje się je jako równe 1. Masa elektronu jest znacznie mniejsza niż masa protonu, dlatego jest pomijana w chemii, biorąc pod uwagę, że cała masa atomu jest skoncentrowany w swoim jądrze.
Liczba dodatnio naładowanych protonów w jądrze jest równa liczbie ujemnie naładowanych elektronów, to atom jako całość elektrycznie neutralny.
Atomy o tym samym ładunku jądrowym są pierwiastek chemiczny.
Nazywane są atomy różnych pierwiastków nuklidy.
izotopy- atomy tego samego pierwiastka, mające różną liczbę nukleonów ze względu na różną liczbę neutronów w jądrze.
Izotopy wodoru

Imię	A	Z	n
Prot N	1	1	0
Deuter D	2	1	1
Tryt T	3	1	2

rozpad radioaktywny

Jądra nuklidów mogą rozpadać się wraz z tworzeniem się jąder innych pierwiastków, a także innych cząstek.
Nazywa się spontaniczny rozpad atomów niektórych pierwiastków radioaktywny ty i takie substancje - radioaktywny I. Radioaktywności towarzyszy emisja cząstek elementarnych i fal elektromagnetycznych - promieniowanie G.
Równanie rozpadu jądrowego- reakcje jądrowe - są napisane w następujący sposób:

Czas potrzebny do rozpadu połowy atomów danego nuklidu to pół życia.
Pierwiastki zawierające tylko radioaktywne izotopy nazywane są radioaktywny s. Są to elementy 61 i 84-107.

Rodzaje rozpadu promieniotwórczego

1) -rozpa e. - emitowane są cząstki, tj. jądra atomu helu. W tym przypadku liczba nukleonów izotopu zmniejsza się o 4, a ładunek jądra zmniejsza się o 2 jednostki, np.:

2) -rozpa e. W niestabilnym jądrze neutron zamienia się w proton, podczas gdy jądro emituje elektrony i antyneutrina. Podczas rozpadu liczba nukleonu nie zmienia się, a ładunek jądrowy wzrasta o 1, na przykład:

3) -rozpa e. Wzbudzone jądro emituje promienie o bardzo krótkiej długości fali, podczas gdy energia jądra maleje, liczba nukleonów i ładunek jądra nie zmieniają się, np.:

Struktura powłoki elektronowe atomy pierwiastków pierwszych trzech okresów

Elektron ma podwójną naturę: może zachowywać się zarówno jako cząstka, jak i fala. Elektron w atomie nie porusza się po określonych trajektoriach, ale może znajdować się w dowolnym miejscu wokół przestrzeni jądrowej, jednak prawdopodobieństwo jego przebywania w różne części ta przestrzeń nie jest taka sama. Obszar wokół jądra, w którym prawdopodobnie znajduje się elektron, nazywa się orbitalny Yu.
Każdy elektron w atomie znajduje się w pewnej odległości od jądra zgodnie z jego zapasem energii. Elektrony o mniej więcej tej samej formie energetycznej energia i, lub warstwa elektroniczna I.
Liczba poziomów energetycznych wypełnionych elektronami w atomie danego pierwiastka jest równa liczbie okresu, w którym się on znajduje.
Liczba elektronów na zewnętrznym poziomie energii jest równa liczbie grupy, inw którym znajduje się element.
W ramach tego samego poziomu energii elektrony mogą różnić się kształtem e chmury i, lub orbitalny I. Istnieją takie formy orbitali:
s-formularz:
P-formularz:
Istnieje również D-, F-orbitale i inne o bardziej złożonym kształcie.
Elektrony o tym samym kształcie chmury elektronowej tworzą to samo źródło energii I: s-, P-, D-, F-podpoziomy.
Liczba podpoziomów na każdym poziomie energii jest równa liczbie tego poziomu.
W obrębie jednego podpoziomu energetycznego jest to możliwe inna dystrybucja orbitale w przestrzeni. Tak więc w trójwymiarowym układzie współrzędnych dla s Orbitale mogą mieć tylko jedną pozycję:

dla r-orbitale - trzy:

dla D-orbitale - pięć, za F-orbitale - siedem.
Orbitale reprezentują:
s-podpoziom-
P-podpoziom-
D-podpoziom-
Elektron na diagramach jest oznaczony strzałką wskazującą jego spin. Spin to obrót elektronu wokół własnej osi. Jest to oznaczone strzałką: lub . Dwa elektrony na tym samym orbicie są zapisane, ale nie .
Na jednym orbicie nie może być więcej niż dwa elektrony ( Zasada Pauliego).
Zasada najmniejszej energii ten : w atomie każdy elektron jest umiejscowiony tak, że jego energia jest minimalna (co odpowiada jego największemu wiązaniu z jądrem).
Na przykład, rozkład elektronów w atomie chloru w:

Jeden niesparowany elektron określa wartościowość chloru w tym stanie - I.
Podczas odbioru dodatkowej energii (napromieniowanie, nagrzewanie) możliwe jest oddzielenie elektronów (promocja). Ten stan atomu nazywa się zbudżeni m. W tym przypadku liczba niesparowanych elektronów wzrasta i odpowiednio zmienia się wartościowość atomu.
Stan wzbudzenia atomu chloru w :

W związku z tym wśród liczby niesparowanych elektronów chlor może mieć wartościowości III, V i VII.

Wszystko na świecie składa się z atomów. Ale skąd się wzięły i z czego same się składają? Dziś odpowiadamy na te proste i fundamentalne pytania. Rzeczywiście, wiele osób żyjących na planecie twierdzi, że nie rozumie budowy atomów, z których one same się składają.

Oczywiście, drogi czytelnik rozumie, że w tym artykule staramy się przedstawić wszystko na jak najprostszym i najbardziej interesującym poziomie, dlatego nie „ładujemy” terminami naukowymi. Dla tych, którzy chcą dalej studiować problem poziom profesjonalny, radzimy zapoznać się z literaturą specjalistyczną. Jednak informacje zawarte w tym artykule mogą wykonać dobrą robotę w twoich studiach i sprawić, że będziesz bardziej erudycyjny.

Atom to cząsteczka materii o mikroskopijnej wielkości i masie, najmniejsza część pierwiastka chemicznego, będącego nośnikiem jego właściwości. Innymi słowy, jest to najmniejsza cząsteczka substancji, która może wejść w reakcje chemiczne.

Historia odkrycia i struktury

Pojęcie atomu było znane w starożytnej Grecji. Atomizm to teoria fizyczna, która stwierdza, że wszystkie obiekty materialne składają się z niepodzielnych cząstek. Jak również Starożytna Grecja idea atomizmu rozwijała się równolegle także w starożytnych Indiach.

Nie wiadomo, czy kosmici opowiadali ówczesnym filozofom o atomach, czy sami o tym myśleli, ale chemikom udało się eksperymentalnie potwierdzić tę teorię znacznie później – dopiero w XVII wieku, kiedy Europa wyłoniła się z otchłani Inkwizycji i Środkowego Wieczność.

Przez długi czas dominującą ideą budowy atomu była idea go jako niepodzielnej cząstki. To, że atom nadal można podzielić, stało się jasne dopiero na początku XX wieku. Rutherford dzięki swojemu słynnemu eksperymentowi z odchylaniem cząstek alfa dowiedział się, że atom składa się z jądra, wokół którego krążą elektrony. Zostało zaakceptowane model planetarny atom, zgodnie z którym elektrony krążą wokół jądra, jak planety naszego Układu Słonecznego wokół gwiazdy.

Współczesne idee dotyczące budowy atomu posunęły się daleko. Z kolei jądro atomu składa się z cząstek subatomowych, czyli nukleonów - protonów i neutronów. To właśnie nukleony stanowią większość atomu. Jednocześnie protony i neutrony również nie są niepodzielnymi cząstkami i składają się z cząstek fundamentalnych – kwarków.

Jądro atomu ma dodatni ładunek elektryczny, podczas gdy orbitujące elektrony są ujemne. W ten sposób atom jest elektrycznie obojętny.

Poniżej znajduje się elementarny schemat budowy atomu węgla.

własności atomów

Waga

Masę atomów mierzy się zwykle w jednostkach masy atomowej - a.m.u. Jednostka masy atomowej to masa 1/12 swobodnego spoczynkowego atomu węgla w stanie podstawowym.

W chemii do pomiaru masy atomów używa się pojęcia „mol”. 1 mol to ilość substancji, która zawiera liczbę atomów równą liczbie Avogadro.

Rozmiar

Atomy są niezwykle małe. Tak więc najmniejszym atomem jest atom helu, jego promień wynosi 32 pikometry. Największym atomem jest atom cezu, który ma promień 225 pikometrów. Przedrostek pico oznacza dziesięć do minus dwunastej! Oznacza to, że jeśli 32 metry zmniejszymy tysiąc miliardów razy, otrzymamy rozmiar promienia atomu helu.

Jednocześnie skala rzeczy jest taka, że tak naprawdę atom składa się w 99% z pustki. Jądro i elektrony zajmują bardzo małą część jego objętości. Aby to zilustrować, spójrzmy na przykład. Jeśli wyobrazicie sobie atom w postaci stadionu olimpijskiego w Pekinie (a może nie w Pekinie, tylko wyobraźcie sobie duży stadion), to jądrem tego atomu będzie wisienka ulokowana w centrum pola. Orbity elektronów znajdowałyby się wówczas gdzieś na poziomie górnych stojaków, a wiśnia ważyłaby 30 milionów ton. Imponujące, prawda?

Skąd się wzięły atomy?

Jak wiecie, teraz różne atomy są zgrupowane w układzie okresowym. Ma 118 (a jeśli z przewidywanymi, ale jeszcze nie odkrytymi pierwiastkami - 126) pierwiastków, nie licząc izotopów. Ale nie zawsze tak było.

Na samym początku powstania Wszechświata nie było atomów, a tym bardziej były tylko cząstki elementarne, oddziałujące ze sobą pod wpływem ogromnych temperatur. Jak powiedziałby poeta, była to prawdziwa apoteoza cząstek. W pierwszych trzech minutach istnienia Wszechświata, na skutek spadku temperatury i koincydencji wielu czynników, rozpoczął się proces pierwotnej nukleosyntezy, gdy z cząstek elementarnych pojawiły się pierwsze pierwiastki: wodór, hel, lit i deuter (ciężki wodór). To właśnie z tych pierwiastków powstały pierwsze gwiazdy, w głębi których zachodziły reakcje termojądrowe, w wyniku których „wypalił się” wodór i hel, tworząc cięższe pierwiastki. Jeśli gwiazda była wystarczająco duża, to kończyła swoje życie wybuchem tzw. „supernowej”, w wyniku której atomy zostały wyrzucone w otaczającą przestrzeń. I tak wyszło cały układ okresowy pierwiastków.

Możemy więc powiedzieć, że wszystkie atomy, z których się składamy, były kiedyś częścią starożytnych gwiazd.

Dlaczego jądro atomu nie rozpada się?

W fizyce istnieją cztery rodzaje podstawowych interakcji między cząstkami a ciałami, które tworzą. Są to oddziaływania silne, słabe, elektromagnetyczne i grawitacyjne.

To właśnie dzięki oddziaływaniu silnemu, które przejawia się w skali jąder atomowych i odpowiada za przyciąganie między nukleonami, atom jest takim „twardym orzechem”.

Nie tak dawno ludzie zdali sobie sprawę, że kiedy jądra atomów się rozszczepiają, uwalniana jest ogromna energia. Rozszczepienie ciężkich jąder atomowych jest źródłem energii w reaktor nuklearny i broń nuklearna.

Tak więc, przyjaciele, zapoznawszy was ze strukturą i podstawami budowy atomu, możemy tylko przypomnieć, że w każdej chwili jesteśmy gotowi wam pomóc. To nie ma znaczenia, musisz ukończyć dyplom w Fizyka nuklearna, czyli najmniejsza kontrola - sytuacje są różne, ale z każdej sytuacji jest wyjście. Pomyśl o skali Wszechświata, zamów pracę w Zaochniku i pamiętaj – nie ma powodów do zmartwień.

(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 - molekuły. 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 prawidłowości kolejności wypełniania układu okresowego pierwiastków 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, jakie dany pierwiastek może tworzyć podczas interakcji z innymi pierwiastkami, struktura przestrzenna cząsteczek prostych i złożonych 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 I m ℓ , które charakteryzują stan elektronu w przestrzeni trójwymiarowej w centralnym polu jądra. liczby kwantowe n, ℓ I m ℓ weź wartości całkowite. Funkcja falowa zdefiniowana przez trzy liczby kwantowe n, ℓ I 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 orbity. Dla różnych wartości liczbowych ℓ użyj następująca notacja: 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 liczb kwantowych ℓ I 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 wyglądają jak trójwymiarowe ósemki, zorientowane 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 nazwana spinową liczbą kwantową, została wprowadzona w celu wyjaśnienia pewnych subtelnych efektów w widmie atomu wodoru przez Goudsmita i Uhlenbecka w 1925 roku. 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 różnią się spinowymi liczbami kwantowymi.

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 I 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 temperaturze 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.

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(a)

-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

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)

Pojęcie atomu powstało w starożytnym świecie w celu oznaczenia cząstek materii. W języku greckim atom oznacza „niepodzielny”.

Elektrony

Irlandzki fizyk Stoney na podstawie eksperymentów doszedł do wniosku, że elektryczność niosą najmniejsze cząstki, które istnieją w atomach wszystkich pierwiastki chemiczne. Za 1891 $ Stoney zaproponował nazwanie tych cząstek elektrony, co po grecku oznacza „bursztyn”.

Kilka lat po tym, jak elektron otrzymał swoją nazwę, angielski fizyk Joseph Thomson i francuski fizyk Jean Perrin udowodnili, że elektrony niosą ładunek ujemny. Jest to najmniejszy ładunek ujemny, który w chemii przyjmuje się jako jednostkę $(–1)$. Thomsonowi udało się nawet określić prędkość elektronu (jest ona równa prędkości światła - 300 000 $ km/s) oraz masę elektronu (jest to 1836 $ razy mniejsza od masy atomu wodoru).

Thomson i Perrin połączyli bieguny źródła prądu z dwoma metalowe talerze- katoda i anoda wlutowane w szklaną rurkę, z której odprowadzane było powietrze. Kiedy do płytek elektrod przyłożono napięcie około 10 tysięcy woltów, w rurze błysnęło wyładowanie świetlne, a cząstki przeleciały z katody (biegun ujemny) do anody (biegun dodatni), którą naukowcy nazwali po raz pierwszy promienie katodowe, a potem okazało się, że był to strumień elektronów. Elektrony, uderzając w specjalne substancje nałożone np. na ekran telewizora, powodują poświatę.

Wyciągnięto wniosek: elektrony uciekają z atomów materiału, z którego wykonana jest katoda.

Swobodne elektrony lub ich strumień można uzyskać innymi sposobami, na przykład przez żarzenie drut metalowy lub gdy światło pada na metale utworzone przez elementy głównej podgrupy grupy I układu okresowego (na przykład cez).

Stan elektronów w atomie

Stan elektronu w atomie rozumiany jest jako zbiór informacji o energia specyficzny elektron w przestrzeń w którym się znajduje. Wiemy już, że elektron w atomie nie ma trajektorii ruchu, tj. mogę tylko mówić o prawdopodobieństwa znalezienie go w przestrzeni wokół jądra. Może znajdować się w dowolnej części tej przestrzeni otaczającej jądro, a całość jego różnych pozycji jest uważana za chmurę elektronów o pewnej ujemnej gęstości ładunku. W przenośni można to sobie wyobrazić w następujący sposób: gdyby można było sfotografować położenie elektronu w atomie w setnych lub milionowych częściach sekundy, tak jak w przypadku wykończenia zdjęcia, to elektron na takich fotografiach byłby reprezentowany jako punkt. Nałożenie na siebie niezliczonych takich fotografii dałoby obraz chmury elektronowej o największej gęstości, w której znajduje się większość tych punktów.

Rysunek przedstawia „przecięcie” takiej gęstości elektronowej w atomie wodoru przechodzącym przez jądro, a linia przerywana wyznacza sferę, w której prawdopodobieństwo znalezienia elektronu wynosi 90% $. Kontur najbliżej jądra obejmuje obszar przestrzeni, w którym prawdopodobieństwo znalezienia elektronu wynosi $10%$, prawdopodobieństwo znalezienia elektronu wewnątrz drugiego konturu z jądra wynosi $20%$, wewnątrz trzeciego - $30 %$ itd. Istnieje pewna niepewność w stanie elektronu. Aby scharakteryzować ten szczególny stan, niemiecki fizyk W. Heisenberg wprowadził pojęcie zasada niepewności, tj. wykazali, że niemożliwe jest jednoczesne i dokładne określenie energii i położenia elektronu. Im dokładniej określa się energię elektronu, tym bardziej niepewne jest jego położenie i odwrotnie, po określeniu położenia nie można określić energii elektronu. Obszar prawdopodobieństwa detekcji elektronów nie ma wyraźnych granic. Można jednak wyróżnić przestrzeń, w której prawdopodobieństwo znalezienia elektronu jest maksymalne.

przestrzeń wokół jądro atomowe gdzie najprawdopodobniej znajduje się elektron, nazywa się orbitalem.

Zawiera około 90% $ chmury elektronowej, co oznacza, że około 90% $ czasu elektronu znajduje się w tej części przestrzeni. Zgodnie z formą rozróżnia się $4$ obecnie znanych typów orbitali, które są oznaczone łacińskimi literami $s, p, d$ i $f$. Graficzna reprezentacja niektórych form orbitali elektronicznych jest pokazana na rysunku.

Najważniejszą cechą ruchu elektronu po określonej orbicie jest energia jego połączenia z jądrem. Elektrony o zbliżonych wartościach energetycznych tworzą pojedynczy warstwa elektroniczna, lub poziom energii. Poziomy energii są ponumerowane począwszy od jądra: $1, 2, 3, 4, 5, 6$ i 7$.

Liczba całkowita $n$ oznaczająca liczbę poziomu energetycznego nazywana jest główną liczbą kwantową.

Charakteryzuje energię elektronów zajmujących dany poziom energetyczny. Najniższą energię mają elektrony pierwszego poziomu energetycznego, znajdującego się najbliżej jądra. W porównaniu z elektronami pierwszego poziomu elektrony kolejnych poziomów charakteryzują się dużą ilością energii. W konsekwencji elektrony z poziomu zewnętrznego są najsłabiej związane z jądrem atomu.

Liczba poziomów energetycznych (warstw elektronicznych) w atomie jest równa liczbie okresu w systemie D. I. Mendelejewa, do którego należy pierwiastek chemiczny: atomy pierwiastków pierwszego okresu mają jeden poziom energetyczny; drugi okres - dwa; siódmy okres - siedem.

Największą liczbę elektronów na poziomie energetycznym określa wzór:

gdzie $N$ to maksymalna liczba elektronów; $n$ to numer poziomu lub główna liczba kwantowa. W konsekwencji: pierwszy poziom energii najbliżej jądra może zawierać nie więcej niż dwa elektrony; na drugim - nie więcej niż 8$; na trzecim - nie więcej niż 18$; na czwartym - nie więcej niż 32$. A jak z kolei układają się poziomy energetyczne (warstwy elektroniczne)?

Począwszy od drugiego poziomu energetycznego $(n = 2)$, każdy z poziomów jest podzielony na podpoziomy (podwarstwy), nieco różniące się od siebie energią wiązania z jądrem.

Liczba podpoziomów jest równa wartości głównej liczby kwantowej: pierwszy poziom energii ma jeden podpoziom; drugi - dwa; trzeci - trzy; czwarty to cztery. Z kolei podpoziomy tworzą orbitale.

Każda wartość $n$ odpowiada liczbie orbitali równej $n^2$. Zgodnie z danymi przedstawionymi w tabeli, możliwe jest prześledzenie zależności między główną liczbą kwantową $n$ a liczbą podpoziomów, rodzajem i liczbą orbitali oraz maksymalną liczbą elektronów na podpoziom i poziom.

Główna liczba kwantowa, rodzaje i liczba orbitali, maksymalna liczba elektronów na podpoziomach i poziomach.

Poziom energii $(n)$	Liczba podpoziomów równa $n$	Typ orbitalny	Liczba orbitali		Maksymalna liczba elektronów
			na podpoziomie	na poziomie równym $n^2$	na podpoziomie	na poziomie równym $n^2$
$K(n=1)$	$1$	$1s$	$1$	$1$	$2$	$2$
$L(n=2)$	$2$	$$	$1$	$4$	$2$	$8$
		$$	$3$		$6$
$M(n=3)$	$3$	3s$	$1$	$9$	$2$	$18$
		$3p$	$3$		$6$
		3d$	$5$		$10$
$N(n=4)$	$4$	4s$	$1$	$16$	$2$	$32$
		$4p$	$3$		$6$
		4d$	$5$		$10$
		$4f$	$7$		$14$

Zwyczajowo oznacza się podpoziomy literami łacińskimi, a także kształt orbitali, z których się składają: $s, p, d, f$. Więc:

$s$-sublevel - pierwszy podpoziom każdego poziomu energetycznego najbliższego jądru atomowego, składa się z jednego $s$-orbitalu;
$p$-podpoziom - drugi podpoziom każdego, oprócz pierwszego, poziomu energetycznego, składa się z trzech $p$-orbitali;
$d$-podpoziom - trzeci podpoziom każdego, począwszy od trzeciego poziomu energetycznego, składa się z pięciu $d$-orbitali;
Podpoziom $f$ każdego, począwszy od czwartego poziomu energii, składa się z siedmiu orbitali $f$.

jądro atomowe

Ale nie tylko elektrony są częścią atomów. Fizyk Henri Becquerel odkrył, że naturalny minerał zawierający sól uranową również emituje nieznane promieniowanie, oświetlając klisze fotograficzne, które są zamknięte przed światłem. Zjawisko to zostało nazwane radioaktywność.

Istnieją trzy rodzaje promieni radioaktywnych:

promienie $α$, które składają się z cząstek $α$ o ładunku 2$ razy większym od ładunku elektronu, ale ze znakiem dodatnim, i masie 4$ razy większej niż masa atomu wodoru;
$β$-promienie to strumień elektronów;
$γ$-promienie - fale elektromagnetyczne o znikomej masie, nie niosące ładunku elektrycznego.

W konsekwencji atom ma złożoną strukturę - składa się z dodatnio naładowanego jądra i elektronów.

Jak jest ułożony atom?

W 1910 roku w Cambridge, niedaleko Londynu, Ernest Rutherford wraz ze swoimi studentami i współpracownikami badał rozpraszanie cząstek $α$ przechodzących przez cienką złotą folię i spadających na ekran. Cząstki alfa zwykle odchylały się od pierwotnego kierunku tylko o jeden stopień, potwierdzając, jak się wydaje, jednorodność i jednorodność właściwości atomów złota. I nagle naukowcy zauważyli, że niektóre cząstki $α$ nagle zmieniły kierunek swojej ścieżki, jakby wpadały na jakąś przeszkodę.

Umieszczając ekran przed folią, Rutherford był w stanie wykryć nawet te rzadkie przypadki, gdy cząstki $α$ odbite od atomów złota leciały w przeciwnym kierunku.

Obliczenia wykazały, że obserwowane zjawiska mogłyby wystąpić, gdyby cała masa atomu i cały jego ładunek dodatni były skoncentrowane w maleńkim centralnym jądrze. Jak się okazało, promień jądra jest 100 000 razy mniejszy niż promień całego atomu, czyli obszaru, w którym znajdują się elektrony o ładunku ujemnym. Jeśli zastosujemy porównanie przenośne, to całą objętość atomu można przyrównać do stadionu Łużniki, a jądro do piłki nożnej znajdującej się na środku boiska.

Atom dowolnego pierwiastka chemicznego jest porównywalny z malutkim Układ Słoneczny. Dlatego taki model atomu, zaproponowany przez Rutherforda, nazywa się planetarnym.

Protony i neutrony

Okazuje się, że maleńkie jądro atomowe, w którym skoncentrowana jest cała masa atomu, składa się z cząstek dwóch typów – protonów i neutronów.

protony mieć ładunek równy ładunkowi elektronów, ale przeciwny w znaku $(+1)$, oraz masę równą masie atomu wodoru (w chemii jest to akceptowana jednostka). Protony są oznaczane przez $↙(1)↖(1)p$ (lub $р+$). Neutrony nie niosą ładunku, są obojętne i mają masę równą masie protonu, tj. 1$. Neutrony są oznaczane przez $↙(0)↖(1)n$ (lub $n^0$).

Protony i neutrony są zbiorczo nazywane nukleony(od łac. jądro- rdzeń).

Suma liczby protonów i neutronów w atomie nazywa się Liczba masowa. Na przykład liczba masowa atomu aluminium:

Ponieważ masę elektronu, która jest pomijalna, można pominąć, oczywiste jest, że cała masa atomu jest skoncentrowana w jądrze. Elektrony oznaczono następująco: $e↖(-)$.

Ponieważ atom jest elektrycznie obojętny, oczywiste jest również, że że liczba protonów i elektronów w atomie jest taka sama. Jest równa liczbie atomowej pierwiastka chemicznego przypisane mu w Układ okresowy. Na przykład jądro atomu żelaza zawiera protony o wartości 26 USD, a elektrony o wartości 26 USD krążą wokół jądra. A jak określić liczbę neutronów?

Jak wiecie, masa atomu to suma mas protonów i neutronów. Znajomość liczby porządkowej elementu $(Z)$, czyli liczbę protonów i liczbę masową $(A)$, równą sumie liczby protonów i neutronów, można obliczyć liczbę neutronów $(N)$ za pomocą wzoru:

Na przykład liczba neutronów w atomie żelaza to:

$56 – 26 = 30$.

Tabela pokazuje główne cechy cząstek elementarnych.

Podstawowe cechy cząstek elementarnych.

izotopy

Odmiany atomów tego samego pierwiastka, które mają ten sam ładunek jądrowy, ale różne liczby masowe, nazywane są izotopami.

Słowo izotop składa się z dwóch greckie słowa:isos- to samo i topos- miejsce, oznacza „zajmujące jedno miejsce” (komórkę) w układzie okresowym pierwiastków.

Pierwiastki chemiczne występujące w przyrodzie są mieszaniną izotopów. Tak więc węgiel ma trzy izotopy o masie 12, 13, 14 $; tlen - trzy izotopy o masie 16$, 17, 18$ itd.

Zwykle podawana w układzie okresowym, względna masa atomowa pierwiastka chemicznego jest średnią wartością mas atomowych naturalnej mieszaniny izotopów danego pierwiastka, biorąc pod uwagę ich względną obfitość w przyrodzie, a więc wartości masy atomowe są często ułamkowe. Na przykład, naturalne atomy chloru są mieszaniną dwóch izotopów - 35$ (w naturze jest 75%$) i 37$ (są 25%$); dlatego względna masa atomowa chloru wynosi 35,5 $. Izotopy chloru są zapisane w następujący sposób:

$↖(35)↙(17)(Cl)$ i $↖(37)↙(17)(Cl)$

Właściwości chemiczne izotopów chloru są dokładnie takie same jak izotopów większości pierwiastków chemicznych, takich jak potas, argon:

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

Jednak izotopy wodoru różnią się znacznie właściwościami ze względu na dramatyczny wzrost krotności ich względnej masy atomowej; nadano im nawet indywidualne imiona i znaki chemiczne: prot - $↖(1)↙(1)(H)$; deuter - $↖(2)↙(1)(H)$ lub $↖(2)↙(1)(D)$; tryt - $↖(3)↙(1)(H)$ lub $↖(3)↙(1)(T)$.

Teraz można podać nowoczesną, bardziej rygorystyczną i naukową definicję pierwiastka chemicznego.

Pierwiastek chemiczny to zbiór atomów o tym samym ładunku jądrowym.

Budowa powłok elektronowych atomów pierwiastków pierwszych czterech okresów

Rozważ odwzorowanie konfiguracji elektronicznych atomów pierwiastków według okresów systemu D. I. Mendelejewa.

Elementy pierwszego okresu.

Schematy budowy elektronowej atomów pokazują rozkład elektronów na warstwach elektronowych (poziomach energetycznych).

Formuły elektronowe atomów pokazują rozkład elektronów na poziomach energetycznych i podpoziomach.

Graficzne wzory elektroniczne atomów pokazują rozkład elektronów nie tylko na poziomach i podpoziomach, ale także na orbitalach.

W atomie helu pierwsza warstwa elektronowa jest kompletna - ma elektrony o wartości $2$.

Wodór i hel to pierwiastki $s$, te atomy mają orbitale $s$ wypełnione elektronami.

Elementy drugiego okresu.

Dla wszystkich elementów drugiego okresu pierwsza warstwa elektronowa jest wypełniona, a elektrony wypełniają orbitale $s-$ i $p$ drugiej warstwy elektronowej zgodnie z zasadą najmniejszej energii (najpierw $s$, potem $ p$) oraz zasady Pauliego i Hunda.

W atomie neonu druga warstwa elektronów jest kompletna - ma elektrony o wartości 8$.

Elementy III okresu.

Dla atomów pierwiastków trzeciego okresu, pierwsza i druga warstwa elektronowa są zakończone, więc trzecia warstwa elektronowa jest wypełniona, w której elektrony mogą zajmować podpoziomy 3s, 3p i 3d.

Budowa powłok elektronowych atomów pierwiastków trzeciego okresu.

Na atomie magnezu ukończono orbital elektronowy o wartości 3,5 dolara. $Na$ i $Mg$ to elementy $s$.

W przypadku aluminium i kolejnych pierwiastków podpoziom $3d$ jest wypełniony elektronami.

$↙(18)(Ar)$ Argon

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

W atomie argonu warstwa zewnętrzna (trzecia warstwa elektronowa) ma elektrony o wartości 8$. Ponieważ zewnętrzna warstwa jest ukończona, ale w sumie w trzeciej warstwie elektronowej, jak już wiesz, może być 18 elektronów, co oznacza, że elementy trzeciego okresu mają niewypełnione orbitale 3d$.

Wszystkie elementy od $Al$ do $Ar$ - $p$ -elementy.

$s-$ i $r$ -elementy Formularz główne podgrupy w układzie okresowym.

Elementy czwartego okresu.

Atomy potasu i wapnia mają czwartą warstwę elektronową, podpoziom $4s$ jest wypełniony, ponieważ ma mniej energii niż podpoziom 3d$. Aby uprościć graficzne wzory elektroniczne atomów pierwiastków czwartego okresu:

warunkowo oznaczamy graficzną formułę elektroniczną argonu w następujący sposób: $Ar$;
nie będziemy przedstawiać podpoziomów, które nie są wypełnione dla tych atomów.

$K, Ca$ - $s$ -elementy, zawarte w głównych podgrupach. Dla atomów od $Sc$ do $Zn$ podpoziom 3d jest wypełniony elektronami. Są to elementy o wartości 3d$. Są one zawarte w podgrupy boczne, ich przed-zewnętrzna warstwa elektronowa jest wypełniona, o których mowa elementy przejściowe.

Zwróć uwagę na strukturę powłok elektronowych atomów chromu i miedzi. Następuje w nich „awaria” jednego elektronu z podpoziomu $4s-$ do $3d$, co tłumaczy się większą stabilnością energetyczną powstałych konfiguracji elektronicznych $3d^5$ i $3d^(10)$:

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

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

Symbol elementu, numer seryjny, nazwa	Schemat struktury elektronicznej	Formuła elektroniczna	Graficzna formuła elektroniczna
$↙(19)(K)$ Potas		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$
$↙(20)(C)$ Wapń		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$
$↙(21)(Sc)$ Skand		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ lub $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$
$↙(22)(Ti)$ Tytan		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ lub $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$
$↙(23)(V)$ Wanad		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ lub $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$
$↙(24)(Cr)$Chrom		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ lub $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$
$↙(29)(Сu)$ Chrom		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ lub $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$
$↙(30)(Zn)$ Cynk		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ lub $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$
$↙(31)(Ga)$ Gal		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ lub $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$
$↙(36)(Kr)$ Krypton		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ lub $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$

W atomie cynku trzecia warstwa elektronowa jest kompletna - wszystkie podpoziomy $3s, 3p$ i $3d$ są w niej wypełnione, w sumie jest na nich 18$ elektronów.

W pierwiastkach za cynkiem czwarta warstwa elektronowa, podpoziom 4p$, jest nadal wypełniana. Elementy od $Ga$ do $Kr$ - $r$ -elementy.

Zewnętrzna (czwarta) warstwa atomu kryptonu jest ukończona, zawiera 8$ elektronów. Ale tylko w czwartej warstwie elektronów, jak wiecie, może być 32 $ elektronów; atom kryptonu wciąż ma niewypełnione podpoziomy 4d-$ i 4f$.

Elementy piątego okresu wypełniają podpoziomy w następującej kolejności: $5s → 4d → 5р$. Są też wyjątki związane z „awarią” elektronów, dla $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙( 46) Pd $, $ ↙ (47) Ag $. $f$ pojawiają się w szóstym i siódmym okresie -elementy, tj. elementy, których $4f-$ i $5f$-podpoziomy trzeciej zewnętrznej warstwy elektronicznej są odpowiednio wypełniane.

$4f$ -elementy nazywa się lantanowce.

$5f$ -elementy nazywa się aktynowce.

Kolejność wypełniania podpoziomów elektronowych w atomach elementów szóstego okresu: $↙(55)Cs$ i $↙(56)Ba$ - $6s$-elementy; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-element; $↙(58)Ce$ – $↙(71)Lu - 4f$-elementy; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-elementy; $↙(81)Т1$ – $↙(86)Rn – 6d$-elementów. Ale nawet tutaj są elementy, w których naruszona jest kolejność wypełniania orbitali elektronowych, co wiąże się np. z większą stabilnością energetyczną pół- i całkowicie wypełnionych podpoziomów $f$, tj. $nf^7$ i $nf^(14)$.

W zależności od tego, który podpoziom atomu jest wypełniony elektronami jako ostatni, wszystkie elementy, jak już zrozumiałeś, są podzielone na cztery rodziny elektroniczne, czyli bloki:

$s$ -elementy;$s$-podpoziom jest wypełniony elektronami poziom zewnętrzny atom; pierwiastki $s$ obejmują wodór, hel i pierwiastki z głównych podgrup grup I i II;
$r$ -elementy; podpoziom $p$ zewnętrznego poziomu atomu jest wypełniony elektronami; $p$-elementy obejmują elementy głównych podgrup grup III–VIII;
$d$ -elementy; podpoziom $d$ poziomu przedzewnętrznego atomu jest wypełniony elektronami; Elementy $d$ zawierają elementy drugorzędnych podgrup grup I–VIII, tj. elementy interkalowanych dekad dużych okresów znajdujących się między elementami $s-$ a $p-$. Nazywa się je również elementy przejściowe;
$f$ -elementy;$f-$podpoziom trzeciego poziomu atomu na zewnątrz jest wypełniony elektronami; należą do nich lantanowce i aktynowce.

Elektroniczna konfiguracja atomu. Stany podstawowe i wzbudzone atomów

Szwajcarski fizyk W. Pauli w $1925$ ustalił, że Atom może mieć co najwyżej dwa elektrony na jednym orbicie. posiadające przeciwne (antyrównoległe) spiny (przetłumaczone z angielskiego jako wrzeciono), tj. posiadające takie właściwości, które można warunkowo wyobrazić jako obrót elektronu wokół jego wyimaginowanej osi zgodnie lub przeciwnie do ruchu wskazówek zegara. Ta zasada nazywa się zasada Pauliego.

Jeśli na orbicie znajduje się jeden elektron, nazywa się to nieparzysty, jeśli dwa, to to sparowane elektrony, tj. elektrony o przeciwnych spinach.

Rysunek przedstawia schemat podziału poziomów energetycznych na podpoziomy.

$s-$ Orbitalny, jak już wiesz, ma kształt kulisty. Elektron atomu wodoru $(n = 1)$ znajduje się na tym orbicie i jest niesparowany. Zgodnie z tym jego formuła elektroniczna, lub elektroniczna Konfiguracja, jest napisane tak: $1s^1$. We wzorach elektronicznych numer poziomu energii jest oznaczony liczbą przed literą $ (1 ...) $, łacińska litera oznaczają podpoziom (typ orbitalny), a liczba, która jest zapisana w prawym górnym rogu litery (jako wykładnik), pokazuje liczbę elektronów w podpoziomie.

Dla atomu helu He, który ma dwa sparowane elektrony na tym samym orbicie $s-$, ten wzór to: $1s^2$. Powłoka elektronowa atomu helu jest kompletna i bardzo stabilna. Hel to gaz szlachetny. Drugi poziom energii $(n = 2)$ ma cztery orbitale, jeden $s$ i trzy $p$. Elektrony orbitalne drugiego poziomu $s$ (2s$-orbitale) mają wyższą energię, ponieważ są w większej odległości od jądra niż elektrony z orbitalu $(n = 2)$. Ogólnie rzecz biorąc, dla każdej wartości $n$ istnieje jeden orbital $s-$, ale z odpowiednią ilością energii elektronów na nim, a zatem z odpowiednią średnicą, rosnącą jako wartość $n$.$s - $Orbital zwiększa, jak już wiesz, ma kształt kulisty. Elektron atomu wodoru $(n = 1)$ znajduje się na tym orbicie i jest niesparowany. Dlatego jego formuła elektroniczna, czyli konfiguracja elektroniczna, jest zapisana następująco: $1s^1$. W formułach elektronicznych liczba poziomu energii jest wskazywana przez liczbę przed literą $ (1 ...) $, litera łacińska oznacza podpoziom (typ orbity) i liczbę zapisaną po prawej stronie litera (jako wykładnik) pokazuje liczbę elektronów w podpoziomie.

Dla atomu helu $He$, który ma dwa sparowane elektrony na tym samym orbicie $s-$, ten wzór to: $1s^2$. Powłoka elektronowa atomu helu jest kompletna i bardzo stabilna. Hel to gaz szlachetny. Drugi poziom energii $(n = 2)$ ma cztery orbitale, jeden $s$ i trzy $p$. Elektrony z orbitali $s-$ drugiego poziomu (orbitali $2s$) mają wyższą energię, ponieważ są w większej odległości od jądra niż elektrony z orbitalu $(n = 2)$. Ogólnie rzecz biorąc, dla każdej wartości $n$ istnieje jeden $s-orbital, ale z odpowiednią ilością energii elektronów na nim, a zatem o odpowiedniej średnicy, która rośnie wraz ze wzrostem wartości $n$.

$r-$ Orbitalny Ma kształt hantli, czyli tomu ósmego. Wszystkie trzy orbitale $p$ znajdują się w atomie wzajemnie prostopadle wzdłuż współrzędnych przestrzennych przeciągniętych przez jądro atomu. Należy jeszcze raz podkreślić, że każdy poziom energetyczny (warstwa elektroniczna), począwszy od $n= 2$, ma trzy orbitale $p$. Wraz ze wzrostem wartości $n$ elektrony zajmują orbitale $p$ znajdujące się w dużych odległościach od jądra i skierowane wzdłuż osi $x,y,z$.

Dla elementów drugiego okresu $(n = 2)$ wypełniany jest pierwszy $s$-orbital, a następnie trzy $p$-orbitale; formuła elektroniczna $Li: 1s^(2)2s^(1)$. Elektron $2s^1$ jest słabiej związany z jądrem atomowym, więc atom litu może go łatwo oddać (jak zapewne pamiętasz, proces ten nazywa się utlenianiem), zamieniając się w jon litu $Li^+$.

W atomie berylu Be czwarty elektron jest również umieszczony na orbicie $2s$: $1s^(2)2s^(2)$. Dwa zewnętrzne elektrony atomu berylu łatwo się odłączają - $B^0$ utlenia się do kationu $Be^(2+)$.

Piąty elektron atomu boru zajmuje orbitę $2p$: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$. Następnie orbitale $2p$ atomów $C, N, O, F$ są wypełniane, co kończy się neonowym gazem szlachetnym: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$.

Dla elementów trzeciego okresu, odpowiednio 3s-$ i 3p$-orbitale są wypełnione. Pięć orbitali $d$ trzeciego poziomu pozostaje wolnych:

$↙(11)Na 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,

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

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

Czasami na diagramach przedstawiających rozkład elektronów w atomach wskazana jest tylko liczba elektronów na każdym poziomie energetycznym, tj. napisz skrócone wzory elektroniczne atomów pierwiastków chemicznych, w przeciwieństwie do powyższych pełnych wzorów elektronicznych, na przykład:

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

Dla elementów o dużych okresach (czwarty i piąty) pierwsze dwa elektrony zajmują odpowiednio $4s-$ i $5s$-orbitale: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2 , 8, 18, 8, 2$. Zaczynając od trzeciego elementu każdego długi okres, następne dziesięć elektronów przejdzie odpowiednio na poprzednie orbitale $3d-$ i $4d-$ (dla elementów podgrup bocznych): $↙(23)V 2, 8, 11, 2;$ $↙(26) Fr 2, 8, 14, 2;$ $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙(43)Tc 2, 8, 18, 13, 2$. Z reguły, gdy poprzedni podpoziom $d$ jest wypełniony, zewnętrzny (odpowiednio $4p-$ i $5p-$) $p-$podpoziom zacznie być wypełniany: $↙(33)As 2, 8, 18, 5; $ $ ↙ (52) Te 2, 8, 18, 18, 6 $.

Dla elementów o dużych okresach - szóstego i niepełnego siódmego - poziomy i podpoziomy elektronowe są wypełnione elektronami z reguły w następujący sposób: pierwsze dwa elektrony wchodzą na zewnętrzny podpoziom $s-$: $↙(56)Ba 2, 8 , 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)Pt 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1$; następny elektron (dla $La$ i $Ca$) do poprzedniego podpoziomu $d$: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ i $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2$.

Następnie następne 14$ elektrony wejdą z zewnątrz na trzeci poziom energii, odpowiednio 4f$ i 5f$ orbitale lantonidów i aktynowców: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2 ;$ $↙(92 )U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2$.

Wtedy drugi poziom energii z zewnątrz ($d$-podpoziom) zacznie ponownie narastać dla elementów podgrup bocznych: $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙( 104) Rf 2, 8, 18 , 32, 32, 10, 2$. I wreszcie, dopiero po całkowitym wypełnieniu podpoziomu $d$ dziesięcioma elektronami, podpoziom $p$ zostanie wypełniony ponownie: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.

Bardzo często strukturę powłok elektronowych atomów obrazuje się za pomocą ogniw energetycznych lub kwantowych – zapisują one tzw. graficzne formuły elektroniczne. W tym zapisie stosuje się następującą notację: każda komórka kwantowa jest oznaczona przez komórkę, która odpowiada jednemu orbitalowi; każdy elektron jest oznaczony strzałką odpowiadającą kierunkowi spinu. Podczas nagrywania grafiki formuła elektroniczna dwie zasady do zapamiętania: Zasada Pauliego, zgodnie z którym komórka (orbital) może mieć nie więcej niż dwa elektrony, ale z antyrównoległymi spinami, oraz Zasada F. Hunda, zgodnie z którym elektrony najpierw po kolei zajmują wolne komórki i jednocześnie mają ta sama wartość kręcą się i dopiero wtedy łączą się w pary, ale rotacje, zgodnie z zasadą Pauliego, będą już skierowane przeciwnie.