Atomens struktur, kemisk bindning, valens och struktur hos molekyler. Strukturen av atomer av kemiska element

Dokumentära utbildningsfilmer. Serien "Fysik".

Atom (från det grekiska atomos - odelbar) - en enkärnig, kemiskt odelbar partikel kemiskt element, bäraren av materiens egenskaper. Ämnen är uppbyggda av atomer. Atomen i sig består av en positivt laddad kärna och ett negativt laddat elektronmoln. I allmänhet är atomen elektriskt neutral. Storleken på en atom bestäms helt av storleken på dess elektronmoln, eftersom storleken på kärnan är försumbar jämfört med storleken på elektronmolnet. Kärnan består av Z positivt laddade protoner (protonladdningen motsvarar +1 i konventionella enheter) och N neutroner som inte bär någon laddning (protoner och neutroner kallas nukleoner). Således bestäms kärnans laddning endast av antalet protoner och är lika med serienumret för elementet i det periodiska systemet. Kärnans positiva laddning kompenseras av negativt laddade elektroner (elektronladdning -1 i godtyckliga enheter), som bildar ett elektronmoln. Antalet elektroner är lika med antalet protoner. Massorna av protoner och neutroner är lika (1 respektive 1 amu).

Massan av en atom bestäms av massan av dess kärna, eftersom massan av en elektron är ungefär 1850 gånger mindre än massan av en proton och en neutron och sällan tas med i beräkningar. Antalet neutroner kan hittas av skillnaden mellan massan av en atom och antalet protoner (N=A-Z). Typen av atomer av något kemiskt element med en kärna som består av strikt ett visst antal protoner (Z) och neutroner (N) kallas nuklid.

Innan man studerar egenskaperna hos en elektron och reglerna för bildandet av elektroniska nivåer, är det nödvändigt att beröra historien om bildandet av idéer om strukturen hos en atom. Vi kommer inte att överväga hela historien om bildandet av atomstrukturen, utan kommer bara att uppehålla oss vid de mest relevanta och mest "korrekta" idéerna som tydligast kan visa hur elektronerna är lokaliserade i atomen. Närvaron av atomer som materiens elementära beståndsdelar föreslogs först av de antika grekiska filosoferna. Efter det gick historien om atomens struktur genom en svår väg och olika idéer, såsom atomens odelbarhet, Thomson-modellen av atomen och andra. Den modell av atomen som Ernest Rutherford föreslog 1911 visade sig vara den närmaste. Han jämförde atomen med solsystem, där kärnan i en atom fungerade som solen, och elektronerna rörde sig runt den som planeter. Att placera elektroner i stationära banor var ett mycket viktigt steg för att förstå atomens struktur. Dock sådana planetmodell atomens struktur var i konflikt med klassisk mekanik. Faktum är att när en elektron rörde sig i omloppsbana var den tvungen att förlora potentiell energi och så småningom "falla" ner på kärnan och atomen måste upphöra att existera. En sådan paradox eliminerades genom införandet av postulat av Niels Bohr. Enligt dessa postulat rörde sig elektronen i stationära banor runt kärnan och under normala förhållanden absorberade eller avgav inte energi. Postulaten visar att den klassiska mekanikens lagar inte är lämpliga för att beskriva atomen. Denna modell av atomen kallas Bohr-Rutherford-modellen. fortsättning planetarisk struktur atom är den kvantmekaniska modellen av atomen, enligt vilken vi kommer att betrakta elektronen.

Elektronen är en kvasipartikel som visar korpuskulär vågdualism. Det är både en partikel (kropp) och en våg på samma gång. En partikels egenskaper inkluderar massan av en elektron och dess laddning, och vågegenskaperna - förmågan till diffraktion och interferens. Förhållandet mellan våg- och korpuskulära egenskaper hos en elektron återspeglas i de Broglie-ekvationen.

(Föreläsningsanteckningar)

Atomens struktur. Introduktion.

Studieobjektet i kemi är de kemiska grundämnena och deras föreningar. kemiskt element En grupp atomer med samma positiva laddning kallas. Atomär den minsta partikel av ett kemiskt element som håller kvar den Kemiska egenskaper. När atomer av ett eller olika grundämnen förbinds med varandra bildar mer komplexa partiklar - molekyler. En samling atomer eller molekyler bildar kemikalier. Varje enskild kemisk substans kännetecknas av en uppsättning individuella fysikaliska egenskaper, såsom kok- och smältpunkter, densitet, elektrisk och termisk ledningsförmåga, etc.

1. Atomens struktur och det periodiska systemet av element

DI. Mendelejev.

Kunskap och förståelse för mönstren för fyllningsordning Periodiskt system element D.I. Mendeleev låter oss förstå följande:

1. den fysiska essensen av existensen i naturen av vissa element,

2. arten av grundämnets kemiska valens,

3. ett elements förmåga och "lätthet" att ge eller ta emot elektroner när det interagerar med ett annat element,

4. vilken typ av kemiska bindningar som kan bildas givet element när de interagerar med andra element, den rumsliga strukturen hos enkla och komplexa molekyler, etc., etc.

Atomens struktur.

En atom är ett komplext mikrosystem av elementarpartiklar i rörelse och som interagerar med varandra.

I slutet av 1800-talet och början av 1900-talet fann man att atomer är sammansatta av mindre partiklar: neutroner, protoner och elektroner De två sista partiklarna är laddade partiklar, protonen har en positiv laddning, elektronen är negativ. Eftersom atomerna i ett grundämne i grundtillståndet är elektriskt neutrala, betyder det att antalet protoner i en atom av ett element är lika med antalet elektroner. Massan av atomer bestäms av summan av massorna av protoner och neutroner, vars antal är lika med skillnaden mellan massan av atomer och dess serienummer i det periodiska systemet av D.I. Mendelejev.

1926 föreslog Schrodinger att beskriva rörelsen hos mikropartiklar i atomen hos ett element med hjälp av vågekvationen han härledde. När man löser Schrödinger-vågekvationen för väteatomen visas tre heltalskvanttal: n, ℓ och m ℓ , som kännetecknar tillståndet för en elektron i det tredimensionella rummet i kärnans centrala fält. kvanttal n, ℓ och m ℓ ta heltalsvärden. Vågfunktion definierad av tre kvanttal n, ℓ och m ℓ och som erhålls som ett resultat av att lösa Schrödinger-ekvationen kallas en orbital. En orbital är ett område i rymden där en elektron med största sannolikhet finns. tillhör en atom av ett kemiskt element. Sålunda leder lösningen av Schrödinger-ekvationen för väteatomen till uppkomsten av tre kvanttal, fysisk mening vilket är att de karaktäriserar de tre olika sorters orbitaler som en atom kan ha. Låt oss ta en närmare titt på varje kvantnummer.

Huvudkvantnummer n kan ta alla positiva heltalsvärden: n = 1,2,3,4,5,6,7... Det karakteriserar energin hos den elektroniska nivån och storleken på det elektroniska "molnet". Det är karakteristiskt att numret på huvudkvanttalet sammanfaller med numret på den period i vilken det givna elementet är beläget.

Azimutalt eller orbitalt kvantnummerℓ kan ta heltalsvärden från ℓ = 0….upp till n – 1 och bestämmer momentet för elektronrörelse, dvs. orbital form. För olika numeriska värden på ℓ används följande notation: ℓ = 0, 1, 2, 3 och betecknas med symboler s, sid, d, f, respektive för ℓ = 0, 1, 2 och 3. I grundämnenas periodiska system finns inga grundämnen med ett snurrnummer ℓ = 4.

Magnetiskt kvantnummerm ℓ kännetecknar det rumsliga arrangemanget av elektronorbitaler och, följaktligen, elektronens elektromagnetiska egenskaper. Det kan ta värden från - ℓ till + ℓ , inklusive noll.

Formen eller, mer exakt, symmetriegenskaperna hos atomära orbitaler beror på kvanttal ℓ och m ℓ . "elektroniskt moln", motsvarande s- orbitaler har, har formen av en boll (samtidigt ℓ = 0).

Figur 1. 1s orbital

Orbitaler definierade av kvanttal ℓ = 1 och m ℓ = -1, 0 och +1 kallas p-orbitaler. Eftersom m ℓ har tre olika värden, då har atomen tre energetiskt ekvivalenta p-orbitaler (huvudkvanttalet för dem är detsamma och kan ha värdet n = 2,3,4,5,6 eller 7). p-orbitaler har axiell symmetri och har formen av tredimensionella åttor, orienterade längs x-, y- och z-axlarna i ett yttre fält (Fig. 1.2). Därav ursprunget till symbolerna p x , p y och p z .

Fig.2. px, py och pz-orbitaler

Dessutom finns d- och f-atomorbitaler, för de första ℓ = 2 och m ℓ = -2, -1, 0, +1 och +2, dvs. fem AO, för den andra ℓ = 3 och m ℓ = -3, -2, -1, 0, +1, +2 och +3, dvs. 7 AO.

fjärde kvantum m s kallat spin quantum number, introducerades för att förklara några subtila effekter i väteatomens spektrum av Goudsmit och Uhlenbeck 1925. En elektrons spinn är rörelsemängden hos en laddad elementarpartikel av en elektron, vars orientering är kvantiserad, dvs. strikt begränsad till vissa vinklar. Denna orientering bestäms av värdet på det spinmagnetiska kvanttalet (s), som för en elektron är ½ , därför för en elektron, enligt kvantiseringsreglerna m s = ± ½. I detta avseende, till uppsättningen av tre kvanttal, bör man lägga till kvantnumret m s . Vi betonar än en gång att fyra kvanttal bestämmer i vilken ordning Mendelejevs periodiska system för grundämnen är konstruerade och förklarar varför det bara finns två element i den första perioden, åtta i den andra och tredje, 18 i den fjärde, och så vidare. , för att förklara strukturen hos atomers multielektron, ordningen i vilken elektroniska nivåer fylls när en atoms positiva laddning ökar, räcker det inte att ha en uppfattning om de fyra kvanttal som "styr" elektronernas beteende när du fyller elektroniska orbitaler, men du behöver veta lite mer enkla regler, nämligen Paulis princip, Gunds regel och Klechkovskys regler.

Enligt Pauli-principen i samma kvanttillstånd, kännetecknat av vissa värden på fyra kvanttal, kan det inte finnas mer än en elektron. Det betyder att en elektron i princip kan placeras i vilken atomomlopp som helst. Två elektroner kan vara i samma atomomlopp endast om de har olika spinnkvantum.

När man fyller tre p-AOs, fem d-AOs och sju f-AOs med elektroner, bör man inte bara vägledas av Pauli-principen utan också av Hund-regeln: Fyllningen av orbitaler i ett underskal i grundtillståndet sker med elektroner med samma snurr.

När du fyller underskal (sid, d, f) det absoluta värdet av summan av snurr måste vara maximalt.

Klechkovskys styre. Enligt Klechkovsky-regeln, vid fyllningd och forbital av elektroner måste respekterasprincipen om minimienergi. Enligt denna princip fyller elektroner i grundtillstånd banorna med minimala energinivåer. Energin för en undernivå bestäms av summan av kvanttaln + ℓ = E .

Klechkovskys första regel: fyll först de undernivåer för vilkan + ℓ = E minimal.

Klechkovskys andra regel: vid jämställdhetn + ℓ för flera undernivåer, undernivån för vilkenn minimal .

För närvarande är 109 element kända.

2. Joniseringsenergi, elektronaffinitet och elektronegativitet.

De viktigaste egenskaperna hos en atoms elektroniska konfiguration är joniseringsenergin (EI) eller joniseringspotentialen (IP) och atomens elektronaffinitet (SE). Joniseringsenergin är förändringen i energi i processen för att en elektron lossnar från en fri atom vid 0 K: A = + + ē . Joniseringsenergins beroende av elementets atomnummer Z, storleken på atomradien har en uttalad periodisk karaktär.

Elektronaffinitet (SE) är förändringen i energi som åtföljer tillsatsen av en elektron till en isolerad atom med bildandet av en negativ jon vid 0 K: A + ē = A - (atomen och jonen är i sina grundtillstånd). I detta fall upptar elektronen den lägsta fria atomomloppsbanan (LUAO) om VZAO är upptagen av två elektroner. SE är starkt beroende av deras orbitala elektroniska konfiguration.

Förändringar i EI och SE korrelerar med förändringar i många egenskaper hos element och deras föreningar, vilket används för att förutsäga dessa egenskaper från värdena för EI och SE. Halogener har den högsta absoluta elektronaffiniteten. I varje grupp av det periodiska systemet av grundämnen minskar joniseringspotentialen eller EI med ökande grundämnesantal, vilket är associerat med en ökning av atomradien och med en ökning av antalet elektronlager, och som korrelerar väl med en ökning av elementets reducerande kraft.

Tabell 1 i grundämnenas periodiska system ger värdena för EI och SE i eV/atom. Anteckna det exakta värden SE är bara kända för ett fåtal atomer, deras värden är understrukna i tabell 1.

bord 1

Den första joniseringsenergin (EI), elektronaffinitet (SE) och elektronegativitet χ) för atomer i det periodiska systemet.

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

χ - Pauling elektronegativitet

r- atomradie, (från "Laboratorie- och seminarieklasser i allmän och oorganisk kemi", N.S. Akhmetov, M.K. Azizova, L.I. Badygina)

Kemikalier är de saker som utgör världen omkring oss.

Egenskaperna för varje kemiskt ämne är uppdelat i två typer: dessa är kemiska, som kännetecknar dess förmåga att bilda andra ämnen, och fysikaliska, som objektivt observeras och kan betraktas isolerat från kemiska omvandlingar. Så, till exempel, de fysikaliska egenskaperna hos ett ämne är dess aggregationstillstånd (fast, flytande eller gasformig), värmeledningsförmåga, värmekapacitet, löslighet i olika medier (vatten, alkohol, etc.), densitet, färg, smak, etc. .

Förvandlingar av vissa kemiska substanser till andra ämnen kallas kemiska fenomen eller kemiska reaktioner. Det bör noteras att det också finns fysiska fenomen, som uppenbarligen åtföljs av en förändring i vissa fysikaliska egenskaperämnen utan att omvandlas till andra ämnen. Fysiska fenomen inkluderar till exempel smältning av is, frysning eller avdunstning av vatten, etc.

Det faktum att ett kemiskt fenomen under loppet av någon process äger rum kan slutas genom att observera egenskaper kemiska reaktioner såsom färgförändring, nederbörd, gasutveckling, värme- och/eller ljusutveckling.

Så, till exempel, en slutsats om förloppet av kemiska reaktioner kan göras genom att observera:

Bildandet av sediment vid kokning av vatten, kallat fjäll i vardagen;

Utsläpp av värme och ljus under eldning;

Ändra skivans färg färskt äpple på luft;

Bildandet av gasbubblor under jäsning av deg etc.

De minsta partiklarna av materia, som under kemiska reaktioner praktiskt taget inte genomgår förändringar, utan endast på ett nytt sätt är kopplade till varandra, kallas atomer.

Själva idén om existensen av sådana enheter av materia uppstod i antikens Grekland i forntida filosofers medvetande, vilket faktiskt förklarar ursprunget till termen "atom", eftersom "atomos" bokstavligen översatt från grekiska betyder "odelbar".

Dock tvärtemot tanken antika grekiska filosofer, atomer är inte det absoluta minimum av materia, dvs. själva har en komplex struktur.

Varje atom består av de så kallade subatomära partiklarna - protoner, neutroner och elektroner, betecknade respektive med symbolerna p + , n o och e - . Upphöjningen i notationen som används indikerar att protonen har en enhetlig positiv laddning, elektronen har en enhets negativ laddning och neutronen har ingen laddning.

När det gäller atomens kvalitativa struktur har varje atom alla protoner och neutroner koncentrerade i den så kallade kärnan, runt vilken elektronerna bildar ett elektronskal.

Protonen och neutronen har praktiskt taget samma massor, d.v.s. m p ≈ m n , och elektronmassan är nästan 2000 gånger mindre än massan för var och en av dem, dvs. m p / m e ≈ m n / m e ≈ 2000.

Eftersom den grundläggande egenskapen hos en atom är dess elektriska neutralitet, och laddningen av en elektron är lika med laddningen av en proton, kan man dra slutsatsen från detta att antalet elektroner i en atom är lika med antalet protoner.

Så, till exempel, visar tabellen nedan den möjliga sammansättningen av atomer:

Typen av atomer med samma kärnladdning, dvs. med samma nummer protoner i deras kärnor kallas ett kemiskt element. Från tabellen ovan kan vi alltså dra slutsatsen att atom1 och atom2 tillhör ett kemiskt element och atom3 och atom4 tillhör ett annat kemiskt element.

Varje kemiskt grundämne har sitt eget namn och individuella symbol, som läses på ett visst sätt. Så, till exempel, det enklaste kemiska elementet, vars atomer bara innehåller en proton i kärnan, har namnet "väte" och betecknas med symbolen "H", som läses som "aska", och det kemiska elementet med en kärnladdning på +7 (dvs. innehåller 7 protoner) - "kväve", har symbolen "N", som läses som "en".

Som du kan se från tabellen ovan kan atomerna i ett kemiskt element skilja sig åt i antalet neutroner i kärnorna.

Atomer som tillhör samma kemiska element, men som har ett annat antal neutroner och, som ett resultat, massa, kallas isotoper.

Så till exempel har det kemiska elementet väte tre isotoper - 1 H, 2 H och 3 H. Indexen 1, 2 och 3 ovanför H-symbolen betyder det totala antalet neutroner och protoner. De där. med att veta att väte är ett kemiskt grundämne, som kännetecknas av att det finns en proton i kärnorna i dess atomer, kan vi dra slutsatsen att det inte finns några neutroner alls i 1H-isotopen (1-1 = 0), i 2H-isotopen - 1 neutron (2-1=1) och i isotopen 3H - två neutroner (3-1=2). Eftersom, som redan nämnts, en neutron och en proton har samma massor, och massan av en elektron är försumbar jämfört med dem, betyder det att 2H-isotopen är nästan dubbelt så tung som 1H-isotopen, och 3H-isotopen. isotopen är tre gånger så tung. . I samband med en så stor spridning i massorna av väteisotoperna fick 2H- och 3H-isotoperna till och med separata individuella namn och symboler, vilket inte är typiskt för något annat kemiskt grundämne. 2H-isotopen fick namnet deuterium och fick symbolen D, och 3H-isotopen fick namnet tritium och fick symbolen T.

Om vi ​​tar massan av protonen och neutronen som enhet och försummar elektronens massa, kan det övre vänstra indexet, förutom det totala antalet protoner och neutroner i atomen, betraktas som dess massa, och därför kallas detta index masstalet och betecknas med symbolen A. Eftersom laddningen av kärnan i alla protoner motsvarar atomen, och laddningen för varje proton villkorligt anses vara +1, är antalet protoner i kärnan kallas avgiftsnummer(Z). Betecknar antalet neutroner i en atom med bokstaven N, matematiskt kan förhållandet mellan massnummer, laddningsnummer och antal neutroner uttryckas som:

Enligt moderna begrepp har elektronen en dubbel (partikelvåg) natur. Den har egenskaperna hos både en partikel och en våg. Liksom en partikel har en elektron en massa och en laddning, men samtidigt kännetecknas flödet av elektroner, som en våg, av förmågan till diffraktion.

För att beskriva tillståndet för en elektron i en atom används representationer kvantmekanik, enligt vilken elektronen inte har en specifik rörelsebana och kan lokaliseras var som helst i rymden, men med olika sannolikheter.

Området i rymden runt kärnan där en elektron är mest sannolikt att hittas kallas atomomloppsbanan.

En atomomloppsbana kan ha olika former, storlek och orientering. En atomomloppsbana kallas också ett elektronmoln.

Grafiskt betecknas en atomomloppsbana vanligtvis som en kvadratisk cell:

Kvantmekaniken har en extremt komplex matematisk apparat, därför beaktas inom ramen för en skolkemikurs endast konsekvenserna av kvantmekanisk teori.

Enligt dessa konsekvenser kännetecknas varje atomomloppsbana och en elektron på den helt av 4 kvanttal.

• Huvudkvanttalet - n - bestämmer den totala energin för en elektron i en given orbital. Värdeintervallet för huvudkvantnumret är allt heltal, dvs. n = 1,2,3,4, 5 osv.
• Det orbitala kvantnumret - l - kännetecknar formen på den atomära orbitalen och kan ta alla heltalsvärden från 0 till n-1, där n, minns, är huvudkvantnumret.

Orbitaler med l = 0 kallas s-orbitaler. s-orbitaler är sfäriska och har ingen riktning i rymden:

Orbitaler med l = 1 kallas sid-orbitaler. Dessa orbitaler har formen av en tredimensionell åtta, d.v.s. formen som erhålls genom att rotera siffran åtta runt symmetriaxeln och utåt likna en hantel:

Orbitaler med l = 2 kallas d-orbitaler, och med l = 3 – f-orbitaler. Deras struktur är mycket mer komplex.

3) Det magnetiska kvanttalet - m l - bestämmer den rumsliga orienteringen av en viss atomomloppsbana och uttrycker projektionen av omloppsrörelsens rörelsemängd i riktningen magnetiskt fält. Det magnetiska kvanttalet m l motsvarar orbitalens orientering i förhållande till riktningen för den externa magnetfältets styrka och kan ta alla heltalsvärden från –l till +l, inklusive 0, dvs. total möjliga värdenär lika med (2l+1). Så, till exempel, med l = 0 m l = 0 (ett värde), med l = 1 m l = -1, 0, +1 (tre värden), med l = 2 m l = -2, -1, 0, + 1, +2 (fem värden av det magnetiska kvanttalet), etc.

Så till exempel p-orbitaler, dvs. orbitaler med ett orbitalt kvantnummer l = 1, som har formen av en "tredimensionell åttasiffra", motsvarar tre värden på det magnetiska kvanttalet (-1, 0, +1), vilket i sin tur motsvarar till tre riktningar i rymden vinkelräta mot varandra.

4) Spinnkvanttalet (eller helt enkelt spinn) - m s - kan villkorligt anses ansvarigt för rotationsriktningen för en elektron i en atom, det kan anta värden. Elektroner med olika snurr indikeras med vertikala pilar som pekar i olika riktningar: ↓ och .

Mängden av alla orbitaler i en atom som har samma värde som huvudkvanttalet kallas energinivån eller elektronskal. Vilken godtycklig energinivå som helst med något nummer n består av n 2 orbitaler.

Många orbitaler med samma värden huvudkvanttal och orbitalkvanttal representerar energisubnivån.

Varje energinivå, som motsvarar huvudkvanttalet n, innehåller n undernivåer. Varje energisubnivå med ett orbitalt kvantnummer l består i sin tur av (2l+1) orbitaler. Således består s-underlagret av en s-orbitaler, p-underlagret - tre p-orbitaler, d-underlagret - fem d-orbitaler och f-underlagret - sju f-orbitaler. Eftersom, som redan nämnts, en atomomloppsbana ofta betecknas med en kvadratisk cell, kan s-, p-, d- och f-undernivåerna avbildas grafiskt enligt följande:

Varje orbital motsvarar en individuell strikt definierad uppsättning av tre kvanttal n, l och ml.

Fördelningen av elektroner i orbitaler kallas elektronkonfiguration.

Fyllningen av atomära orbitaler med elektroner sker i enlighet med tre villkor:

• Principen om minimal energi: Elektroner fyller orbitaler från den lägsta energisubnivån. Sekvensen av undernivåer i ordning med ökande energi är följande: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;

För att göra det lättare att komma ihåg denna sekvens av att fylla elektroniska undernivåer, är följande grafiska illustration mycket bekväm:

• Pauli princip: Varje orbital kan innehålla högst två elektroner.

Om det finns en elektron i orbitalen kallas den oparad, och om det finns två kallas de för elektronpar.

• Hunds regel: det mest stabila tillståndet för en atom är ett där atomen inom en undernivå har det maximala antalet oparade elektroner. Detta mest stabila tillstånd av atomen kallas grundtillståndet.

I själva verket betyder ovanstående att till exempel placeringen av den 1:a, 2:a, 3:e och 4:e elektronen på tre orbitaler av p-subnivån kommer att utföras enligt följande:

Fyllningen av atomorbitaler från väte, som har ett laddningsnummer på 1, till krypton (Kr) med ett laddningsnummer på 36, kommer att utföras enligt följande:

En liknande representation av den ordning i vilken atomära orbitaler är fyllda kallas ett energidiagram. Baserat på de elektroniska diagrammen över enskilda element kan du skriva ner deras så kallade elektroniska formler (konfigurationer). Så till exempel ett grundämne med 15 protoner och som ett resultat 15 elektroner, dvs. fosfor (P) kommer att ha följande energidiagram:

När den översätts till en elektronisk formel kommer fosforatomen att ha formen:

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

Normalstora siffror till vänster om undernivåsymbolen visar numret på energinivån, och upphöjda siffror till höger om undernivåsymbolen visar antalet elektroner i motsvarande undernivå.

Nedan finns de elektroniska formlerna för de första 36 elementen i D.I. Mendelejev.

period	Varunummer.	symbol	titel	elektronisk formel
jag	1	H	väte	1s 1
	2	han	helium	1s2
II	3	Li	litium	1s2 2s1
	4	Vara	beryllium	1s2 2s2
	5	B	bor	1s 2 2s 2 2p 1
	6	C	kol	1s 2 2s 2 2p 2
	7	N	kväve	1s 2 2s 2 2p 3
	8	O	syre	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	natrium	1s 2 2s 2 2p 6 3s 1
	12	mg	magnesium	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2
	13	Al	aluminium	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1
	14	Si	kisel	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	svavel	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4
	17	Cl	klor	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	kalium	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1
	20	Ca	kalcium	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2
	21	sc	skandium	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1
	22	Ti	titan	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2
	23	V	vanadin	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3
	24	Cr	krom	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 s på d undernivå
	25	Mn	mangan	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5
	26	Fe	järn	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6
	27	co	kobolt	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7
	28	Ni	nickel	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8
	29	Cu	koppar	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 s på d undernivå
	30	Zn	zink	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10
	31	Ga	gallium	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1
	32	Ge	germanium	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2
	33	Som	arsenik	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

Som redan nämnts, i deras grundtillstånd, är elektroner i atomära orbitaler ordnade enligt principen om minsta energi. Icke desto mindre, i närvaro av tomma p-orbitaler i en atoms grundtillstånd, kan atomen ofta, när överskottsenergi ges till den, överföras till det så kallade exciterade tillståndet. Så till exempel har en boratom i sitt grundtillstånd en elektronisk konfiguration och ett energidiagram av följande form:

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

Och i exciterat tillstånd (*), dvs. när man ger en viss energi till boratomen kommer dess elektroniska konfiguration och energidiagram att se ut så här:

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

Beroende på vilken undernivå i atomen som fylls sist delas kemiska grundämnen in i s, p, d eller f.

Hitta s, p, d och f-element i tabellen D.I. Mendeleev:

• s-element har den sista s-undernivån som ska fyllas. Dessa element inkluderar element i huvudundergrupperna (till vänster i tabellcellen) i grupperna I och II.
• För p-element är p-undernivån ifylld. P-elementen inkluderar de sex sista elementen i varje period, förutom den första och sjunde, såväl som element i huvudundergrupperna av III-VIII-grupper.
• d-element ligger mellan s- och p-element i stora perioder.
• F-elementen kallas lantanider och aktinider. De placeras längst ner i tabellen av D.I. Mendelejev.

Lektionen ägnas åt bildandet av idéer om atomens komplexa struktur. Tillståndet för elektroner i en atom beaktas, begreppen "atomorbital och elektronmoln", formerna av orbitaler (s--, p-, d-orbitaler) introduceras. Även aspekter som det maximala antalet elektroner på energinivåer och undernivåer beaktas, fördelningen av elektroner över energinivåer och undernivåer i atomer av element från de första fyra perioderna, valenselektroner för s-, p- och d-element. Ett grafiskt schema över strukturen av de elektroniska lagren av atomer (elektrongrafisk formel) ges.

Ämne: Atomens struktur. Periodisk lag D.I. Mendelejev

Lektion: Atomens struktur

Översatt från grekiska ordet " atom" betyder "odelbar". Men fenomen har upptäckts som visar möjligheten av dess uppdelning. Dessa är emissionen av röntgenstrålar, emissionen av katodstrålar, fenomenet med den fotoelektriska effekten, fenomenet radioaktivitet. Elektroner, protoner och neutroner är de partiklar som utgör en atom. De kallas subatomära partiklar.

Flik. ett

Förutom protoner innehåller kärnan i de flesta atomer neutroner som inte kostar något. Som framgår av tabell. 1 skiljer sig neutronens massa praktiskt taget inte från protonens massa. Protoner och neutroner utgör kärnan i en atom och kallas nukleoner (kärna - kärna). Deras laddningar och massor i atommassaenheter (a.m.u.) visas i tabell 1. Vid beräkning av en atoms massa kan en elektrons massa försummas.

Massa av en atom ( massnummer)är lika med summan av massorna av protonerna och neutronerna som utgör dess kärna. Massnumret betecknas med bokstaven MEN. Av namnet på denna kvantitet kan det ses att det är nära relaterat till grundämnets atommassa avrundad till ett heltal. A=Z+N

Här A- massnummer för en atom (summan av protoner och neutroner), Z- kärnladdning (antal protoner i kärnan), När antalet neutroner i kärnan. Enligt läran om isotoper kan begreppet "kemiskt element" ges följande definition:

kemiskt element En grupp atomer med samma kärnladdning kallas.

Vissa element existerar som multipla isotoper. "Isotoper" betyder "upptar samma plats." Isotoper har samma antal protoner, men skiljer sig i massa, det vill säga antalet neutroner i kärnan (nummer N). Eftersom neutroner har liten eller ingen effekt på grundämnenas kemiska egenskaper, är alla isotoper av samma grundämne kemiskt oskiljbara.

Isotoper kallas varianter av atomer av samma kemiska element med samma kärnladdning (det vill säga med samma antal protoner), men med olika antal neutroner i kärnan.

Isotoper skiljer sig från varandra endast i massantal. Detta indikeras antingen med en upphöjd text i det högra hörnet, eller på en rad: 12 C eller C-12 . Om ett grundämne innehåller flera naturliga isotoper, då i det periodiska systemet D.I. Mendeleev indikerar dess genomsnittliga atommassa, med hänsyn till prevalensen. Till exempel innehåller klor 2 naturliga isotoper 35 Cl och 37 Cl, vars halt är 75 % respektive 25 %. Således kommer atommassan av klor att vara lika med:

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

För artificiellt syntetiserade tunga atomer anges ett atommassavärde inom hakparenteser. Detta är atommassan för den mest stabila isotopen av det elementet.

Grundmodeller av atomens struktur

Historiskt sett var Thomson-modellen av atomen den första 1897.

Ris. 1. Modell av atomens struktur av J. Thomson

Den engelske fysikern J. J. Thomson föreslog att atomer består av en positivt laddad sfär i vilken elektroner är inblandade (fig. 1). Denna modell kallas bildligt för "plommonpudding", en bulle med russin (där "russin" är elektroner), eller "vattenmelon" med "frön" - elektroner. Men denna modell övergavs, eftersom experimentella data erhölls som motsäger den.

Ris. 2. Modell av atomens struktur av E. Rutherford

År 1910 genomförde den engelske fysikern Ernst Rutherford tillsammans med sina elever Geiger och Marsden ett experiment som gav fantastiska resultat som var oförklarliga ur Thomson-modellens synvinkel. Ernst Rutherford bevisade av erfarenhet att det i atomens centrum finns en positivt laddad kärna (fig. 2), runt vilken, liksom planeterna runt solen, elektroner kretsar. Atomen som helhet är elektriskt neutral, och elektronerna hålls kvar i atomen på grund av krafterna från elektrostatisk attraktion (Coulomb-krafter). Denna modell hade många motsägelser och, viktigast av allt, förklarade inte varför elektroner inte faller på kärnan, liksom möjligheten till absorption och emission av energi av den.

Den danske fysikern N. Bohr 1913, med Rutherfords modell av atomen som grund, föreslog en modell av atomen där elektronpartiklar kretsar runt atomkärnan på ungefär samma sätt som planeterna kretsar runt solen.

Ris. 3. Planetmodell av N. Bohr

Bohr föreslog att elektroner i en atom endast kan existera stabilt i banor på strikt definierade avstånd från kärnan. Dessa banor kallade han stationära. En elektron kan inte existera utanför stationära banor. Varför det är så kunde Bohr inte förklara vid tillfället. Men han visade att en sådan modell (Fig. 3) gör det möjligt att förklara många experimentella fakta.

Används för närvarande för att beskriva atomens struktur kvantmekanik. Detta är en vetenskap, vars huvudaspekt är att elektronen har egenskaperna hos en partikel och en våg samtidigt, det vill säga våg-partikeldualitet. Enligt kvantmekaniken, det område av rymden där sannolikheten att hitta en elektron är störst kallasorbital. Ju längre bort elektronen är från kärnan, desto lägre är dess interaktionsenergi med kärnan. Elektroner med liknande energier bildas energinivå. Antal energinivåer lika periodnummer, där detta element finns i tabellen D.I. Mendelejev. Det finns olika former av atomära orbitaler. (Fig. 4). D-orbital och f-orbital har en mer komplex form.

Ris. 4. Former av atomära orbitaler

Det finns exakt lika många elektroner i elektronskalet hos någon atom som det finns protoner i dess kärna, så atomen som helhet är elektriskt neutral. Elektroner i en atom är ordnade så att deras energi är minimal. Ju längre bort elektronen är från kärnan, desto fler orbitaler och desto mer komplexa är de i form. Varje nivå och undernivå kan bara hålla ett visst antal elektroner. Undernivåerna består i sin tur av orbitaler.

På den första energinivån, närmast kärnan, kan det finnas en sfärisk orbital ( 1 s). På den andra energinivån - en sfärisk orbital, stor i storlek och tre p-orbitaler: 2 s2 ppp. På tredje nivån: 3 s3 ppp3 dddd.

Förutom rörelse runt kärnan har elektroner också rörelse, vilket kan representeras som deras rörelse runt sin egen axel. Denna rotation kallas snurra ( i körfält från engelska. "slända"). Endast två elektroner med motsatta (antiparallella) spinn kan vara i en orbital.

Maximal antal elektroner per energinivå bestäms av formeln N=2 n 2.

Där n är huvudkvanttalet (energinivånummer). Se bordet. 2

Flik. 2

Beroende på vilken omloppsbana den sista elektronen befinner sig i skiljer de sig åt s-, sid-, d-element. Element i huvudundergrupperna tillhör s-, sid-element. I sidan undergrupper finns d-element

Grafiskt diagram över strukturen av de elektroniska lagren av atomer (elektronisk grafisk formel).

För att beskriva arrangemanget av elektroner i atomära orbitaler används den elektroniska konfigurationen. För att skriva det på en rad, skrivs orbitaler i legenden ( s--, sid-, d-,f-orbitaler), och framför dem finns siffror som anger numret på energinivån. Ju större antal, desto längre bort är elektronen från kärnan. I versaler, ovanför beteckningen av orbitalen, skrivs antalet elektroner i denna orbital (fig. 5).

Ris. 5

Grafiskt kan fördelningen av elektroner i atomära orbitaler representeras som celler. Varje cell motsvarar en orbital. Det kommer att finnas tre sådana celler för p-orbital, fem för d-orbital och sju för f-orbital. En cell kan innehålla 1 eller 2 elektroner. Enligt Gunds styre, är elektroner fördelade i orbitaler av samma energi (till exempel i tre p-orbitaler), först en i taget, och först när det redan finns en elektron i varje sådan orbital börjar fyllningen av dessa orbitaler med andra elektroner. Sådana elektroner kallas parat. Detta förklaras av det faktum att i närliggande celler stöter elektroner bort varandra mindre, som på samma sätt laddade partiklar.

Se fig. 6 för atom 7 N.

Ris. 6

Den elektroniska konfigurationen av skandiumatomen

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

Elektroner i den yttre energinivån kallas valenselektroner. 21 sc refererar till d-element.

Sammanfattning av lektionen

På lektionen övervägdes atomens struktur, elektronernas tillstånd i atomen, begreppet "atomorbital och elektronmoln" introducerades. Eleverna lärde sig hur formen av orbitaler är ( s-, sid-, d-orbitaler), vad är det maximala antalet elektroner på energinivåer och undernivåer, fördelningen av elektroner över energinivåer, vad är s-, sid- och d-element. Ett grafiskt schema över strukturen av de elektroniska lagren av atomer (elektrongrafisk formel) ges.

Bibliografi

1. Rudzitis G.E. Kemi. Grunderna i allmän kemi. Årskurs 11: lärobok för läroanstalter: grundläggande nivå / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - 14:e upplagan. - M.: Utbildning, 2012.

2. Popel P.P. Kemi: årskurs 8: en lärobok för allmänna läroanstalter / P.P. Popel, L.S. Krivlya. - K .: Informationscentrum "Akademin", 2008. - 240 s.: ill.

3. A.V. Manuilov, V.I. Rodionov. Grunderna i kemin. Internet handledning.

Läxa

1. Nr 5-7 (s. 22) Rudzitis G.E. Kemi. Grunderna i allmän kemi. Årskurs 11: lärobok för läroanstalter: grundläggande nivå / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - 14:e upplagan. - M.: Utbildning, 2012.

2. Skriv elektroniska formler för följande element: 6 C, 12 Mg, 16 S, 21 Sc.

3. Element har följande elektroniska formler: 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 . Vilka är dessa element?

Atomens sammansättning.

En atom är uppbyggd av atomkärna och elektronskal.

Kärnan i en atom består av protoner ( p+) och neutroner ( n 0). De flesta väteatomer har en enda protonkärna.

Antal protoner N(p+) är lika med kärnladdningen ( Z) och ordningstalet för grundämnet i den naturliga serien av element (och i det periodiska systemet av element).

N(sid +) = Z

Summan av antalet neutroner N(n 0), endast betecknad med bokstaven N och antalet protoner Z kallad massnummer och är markerad med bokstaven MEN.

A = Z + N

En atoms elektronskal består av elektroner som rör sig runt kärnan ( e -).

Antal elektroner N(e-) i elektronskalet hos en neutral atom är lika med antalet protoner Z i dess kärna.

Massan av en proton är ungefär lika med massan av en neutron och 1840 gånger massan av en elektron, så massan av en atom är praktiskt taget lika med massan av kärnan.

Formen på en atom är sfärisk. Kärnans radie är cirka 100 000 gånger mindre än atomens radie.

Kemiskt element- typ av atomer (uppsättning atomer) med samma kärnladdning (med samma antal protoner i kärnan).

Isotop- en uppsättning atomer av ett grundämne med samma antal neutroner i kärnan (eller en typ av atomer med samma antal protoner och samma antal neutroner i kärnan).

Olika isotoper skiljer sig från varandra i antalet neutroner i kärnorna i deras atomer.

Beteckning för en enskild atom eller isotop: (E - elementsymbol), till exempel: .

Strukturen av atomens elektronskal

atomomloppär tillståndet för en elektron i en atom. Orbital symbol - . Varje orbital motsvarar ett elektronmoln.

De verkliga atomernas orbitaler i marktillståndet (oexciterat) är av fyra typer: s, sid, d och f.

elektroniskt moln- den del av rymden där en elektron kan hittas med en sannolikhet på 90 (eller mer) procent.

Notera: ibland särskiljs inte begreppen "atomorbital" och "elektronmoln", vilket kallar dem båda "atomic orbital".

En atoms elektronskal är skiktat. Elektroniskt lager bildas av elektronmoln av samma storlek. Orbitaler av ett lager bildas elektronisk ("energi") nivå, deras energier är desamma för väteatomen, men olika för andra atomer.

Orbitaler på samma nivå grupperas i elektronisk (energi) undernivåer:
s- undernivå (består av en s-orbitaler), symbol - .
sid undernivå (består av tre sid
d undernivå (består av fem d-orbitaler), symbol - .
f undernivå (består av sju f-orbitaler), symbol - .

Energierna för orbitalerna på samma undernivå är desamma.

När du anger undernivåer läggs numret på lagret (elektronisk nivå) till undernivåsymbolen, till exempel: 2 s, 3sid, 5d betyder att s- undernivå av den andra nivån, sid- undernivå av den tredje nivån, d- undernivå till den femte nivån.

Det totala antalet undernivåer på en nivå är lika med nivånumret n. Det totala antalet orbitaler i en nivå är n 2. Följaktligen är det totala antalet moln i ett lager också n 2 .

Beteckningar: - fri orbital (utan elektroner), - orbital med en oparad elektron, - orbital med ett elektronpar (med två elektroner).

Ordningen i vilken elektroner fyller en atoms orbitaler bestäms av tre naturlagar (formuleringar ges på ett förenklat sätt):

1. Principen om minsta energi - elektroner fyller orbitalerna i ordningsföljd för att öka orbitalers energi.

2. Paulis princip - det kan inte finnas mer än två elektroner i en orbital.

3. Hunds regel - inom undernivån fyller elektroner först fria orbitaler (en i taget), och först efter det bildar de elektronpar.

Det totala antalet elektroner i den elektroniska nivån (eller i det elektroniska lagret) är 2 n 2 .

Fördelningen av undernivåer efter energi uttrycks härnäst (i ordning med ökande energi):

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

Visuellt uttrycks denna sekvens av energidiagrammet:

Fördelningen av elektroner i en atom efter nivåer, undernivåer och orbitaler (elektronisk konfiguration av en atom) kan avbildas i form av en elektronisk formel, ett energidiagram eller, enklare, i form av ett elektronskiktdiagram (" elektroniskt diagram").

Exempel på atomers elektroniska struktur:

valenselektroner- elektroner i en atom som kan delta i bildandet av kemiska bindningar. För vilken atom som helst är dessa alla yttre elektroner plus de pre-ytre elektroner vars energi är större än de yttre. Till exempel: Ca-atomen har 4 yttre elektroner s 2, de är också valens; Fe-atomen har externa elektroner - 4 s 2 men han har 3 d 6, därför har järnatomen 8 valenselektroner. Den elektroniska valensformeln för kalciumatomen är 4 s 2 och järnatomer - 4 s 2 3d 6 .

Periodiskt system av kemiska element av D. I. Mendeleev
(naturligt system av kemiska element)

Periodiska lag för kemiska grundämnen(modern formulering): egenskaperna hos kemiska element, såväl som enkla och komplexa ämnen som bildas av dem, är i ett periodiskt beroende av värdet av laddningen från atomkärnor.

Periodiskt system- grafiskt uttryck för den periodiska lagen.

Naturligt utbud av kemiska element- ett antal kemiska grundämnen, ordnade efter ökningen av antalet protoner i kärnorna i deras atomer, eller, vad som är detsamma, enligt ökningen av laddningarna av dessa atomers kärnor. Serienumret för ett grundämne i denna serie är lika med antalet protoner i kärnan av någon atom i detta element.

Tabellen över kemiska grundämnen är konstruerad genom att "klippa" den naturliga serien av kemiska grundämnen i perioder(horisontella rader i tabellen) och grupperingar (vertikala kolumner i tabellen) av element med en liknande elektronisk struktur av atomer.

Beroende på hur element kombineras i grupper kan en tabell vara lång period(grundämnen med samma antal och typ av valenselektroner samlas i grupper) och kortsiktigt(grundämnen med samma antal valenselektroner samlas i grupper).

Grupperna i den korta periodtabellen är indelade i undergrupper ( huvud och bieffekter), som sammanfaller med grupperna i långperiodtabellen.

Alla atomer i grundämnen från samma period har samma antal elektronlager, lika med periodens antal.

Antalet element i perioderna: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. De flesta av elementen i den åttonde perioden erhölls artificiellt, de sista elementen i denna period har ännu inte syntetiserats. Alla perioder utom den första börjar med ett alkalimetallbildande element (Li, Na, K, etc.) och slutar med ett ädelgasbildande element (He, Ne, Ar, Kr, etc.).

I den korta periodtabellen - åtta grupper, som var och en är uppdelad i två undergrupper (huvud- och sekundär), i den långa periodtabellen - sexton grupper, som är numrerade i romerska siffror med bokstäverna A eller B, till exempel: IA, IIIB, VIA, VIIB. Grupp IA i den långa periodtabellen motsvarar huvudundergruppen i den första gruppen i den korta periodtabellen; grupp VIIB - sekundär undergrupp av den sjunde gruppen: resten - på liknande sätt.

Kemiska grundämnens egenskaper förändras naturligt i grupper och perioder.

I perioder (med ökande serienummer)

• kärnladdningen ökar
• antalet yttre elektroner ökar,
• atomernas radie minskar,
• bindningsstyrkan för elektroner med kärnan ökar (joniseringsenergi),
• elektronegativiteten ökar.
• de oxiderande egenskaperna hos enkla ämnen förbättras ("icke-metallicitet"),
• de reducerande egenskaperna hos enkla ämnen ("metallicitet") försvagas,
• försvagar den grundläggande karaktären hos hydroxider och motsvarande oxider,
• den sura karaktären hos hydroxider och motsvarande oxider ökar.

I grupper (med ökande serienummer)

• kärnladdningen ökar
• atomernas radie ökar (endast i A-grupper),
• styrkan på bindningen mellan elektroner och kärnan minskar (joniseringsenergi; endast i A-grupper),
• elektronegativiteten minskar (endast i A-grupper),
• försvaga de oxiderande egenskaperna hos enkla ämnen ("icke-metallicitet"; endast i A-grupper),
• de reducerande egenskaperna hos enkla ämnen förbättras ("metallicitet"; endast i A-grupper),
• den grundläggande karaktären hos hydroxider och motsvarande oxider ökar (endast i A-grupper),
• den sura naturen hos hydroxider och motsvarande oxider försvagas (endast i A-grupper),
• väteföreningarnas stabilitet minskar (deras reducerande aktivitet ökar; endast i A-grupper).

Uppgifter och tester på ämnet "Ämne 9. "Atomens struktur. Periodisk lag och periodiskt system för kemiska grundämnen i D. I. Mendeleev (PSCE)"."

• Periodisk lag - Periodisk lag och atomers struktur Åk 8–9
  Du bör veta: lagarna för att fylla orbitaler med elektroner (principen om minsta energi, Paulis princip, Hunds regel), strukturen för det periodiska systemet av element.

  Du bör kunna: bestämma sammansättningen av en atom genom ett elements position i det periodiska systemet, och omvänt, hitta ett element i det periodiska systemet, känna till dess sammansättning; skildra strukturdiagrammet, den elektroniska konfigurationen av en atom, jon, och, omvänt, bestämma positionen för ett kemiskt element i PSCE från diagrammet och den elektroniska konfigurationen; karakterisera grundämnet och de ämnen det bildar enligt dess position i PSCE; bestämma förändringar i atomernas radie, egenskaperna hos kemiska grundämnen och de ämnen de bildar inom en period och en huvudundergrupp av det periodiska systemet.

  Exempel 1 Bestäm antalet orbitaler i den tredje elektroniska nivån. Vad är dessa orbitaler?
  För att bestämma antalet orbitaler använder vi formeln N orbitaler = n 2, var n- nivånummer. N orbitaler = 3 2 = 9. En 3 s-, tre 3 sid- och fem 3 d-orbitaler.

  Exempel 2 Bestäm atomen för vilket element som har den elektroniska formeln 1 s 2 2s 2 2sid 6 3s 2 3sid 1 .
  För att avgöra vilket grundämne det är måste du ta reda på dess serienummer, vilket är lika med det totala antalet elektroner i atomen. I detta fall: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Detta är aluminium.

  Efter att ha sett till att allt du behöver är lärt, fortsätt till uppgifterna. Vi önskar dig framgång.

  
  Rekommenderad litteratur:
  • O. S. Gabrielyan med flera. Kemi, 11:e klass. M., Bustard, 2002;
  • G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. Kemi 11 celler. M., utbildning, 2001.