Strukturen hos atomernas elektronskal. Grunderna i atomens struktur

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 diagram över strukturen av de elektroniska lagren av atomer (elektrongrafisk formel) ges.

Ämne: Atomens struktur. Periodisk lag DI. Mendelejev

Lektion: Atomens struktur

Översatt från grekisk, ord " atom" betyder "odelbar". Men fenomen har upptäckts som visar möjligheten av dess uppdelning. Detta utsläpp röntgenstrålar, emissionen av katodstrålar, fenomenet fotoelektrisk effekt, 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 man se att den är nära relaterad 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 praktiskt taget ingen effekt på Kemiska egenskaper grundämnen 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 nummer protoner), men med annat nummer 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 innehåll är 75 % respektive 25 %. Således kommer atommassan av klor att vara lika med:

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

För tunga artificiellt syntetiserade atomer ges ett värde atomisk massa inom hakparenteser. Detta är atommassan för den mest stabila isotopen givet element.

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 kvantmekanik, 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 nära energier bildas energinivå. Antal energinivåer lika periodnummer, där detta element finns i tabellen D.I. Mendelejev. Existera olika former 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 det viktigaste kvantnummer(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 in legend (s--, sid-, d-,f-orbitaler), och framför dem finns siffror som anger numret på energinivån. På vilket sätt fler antal ju 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 diagram över strukturen av de elektroniska lagren av atomer (elektrongrafisk formel) ges.

Bibliografi

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

2. Popel P.P. Kemi: Årskurs 8: en lärobok för allmänbildning 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?

Atomär en elektriskt neutral partikel som består av en positivt laddad kärna och negativt laddade elektroner.

Strukturen av atomkärnor

Atomkärnor Bestå av elementarpartiklar två typer: protoner(sid) och neutroner(n). Summan av protoner och neutroner i en atoms kärna kallas nukleonnummer:
,
var MEN- nukleonnummer, N- antal neutroner, Zär antalet protoner.
Protoner har en positiv laddning (+1), neutroner har ingen laddning (0), elektroner har en negativ laddning (-1). Massorna för en proton och en neutron är ungefär samma, de tas lika med 1. En elektrons massa är mycket mindre än en protons massa, därför försummas den i kemin, med tanke på att en atoms hela massa är koncentrerad i sin kärna.
Antalet positivt laddade protoner i kärnan är lika med antalet negativt laddade elektroner, sedan atomen som helhet elektriskt neutral.
Atomer med samma kärnladdning är det kemiskt element.
Atomer av olika grundämnen kallas nuklider.
isotoper- atomer av samma grundämne som har ett annat nukleonnummer på grund av ett annat antal neutroner i kärnan.
Isotoper av väte

namn	A	Z	N
Protium N	1	1	0
Deuterium D	2	1	1
Tritium T	3	1	2

radioaktivt avfall

Kärnorna av nuklider kan sönderfalla med bildandet av kärnor av andra element, såväl som, eller andra partiklar.
Det spontana sönderfallet av atomer av vissa grundämnen kallas radioaktiv yu, och sådana ämnen - radioaktiv och. Radioaktivitet åtföljs av utsläpp av elementära partiklar och elektromagnetiska vågor - strålning G.
Ekvation för kärnkraftsförfall- kärnreaktioner - skrivs enligt följande:

Tiden det tar för hälften av atomerna i en given nuklid att sönderfalla kallas halveringstid.
Grundämnen som bara innehåller radioaktiva isotoper kallas radioaktiv s. Dessa är element 61 och 84-107.

Typer av radioaktivt sönderfall

1) -rozpa e. -partiklar emitteras, dvs. kärnor i en heliumatom. I det här fallet minskar isotopens nukleonnummer med 4 och kärnans laddning minskar med 2 enheter, till exempel:

2) -rozpa e. I en instabil kärna förvandlas en neutron till en proton, medan kärnan avger elektroner och antineutriner. Under -sönderfall ändras inte nukleontalet, och kärnladdningen ökar med 1, till exempel:

3) -rozpa e. En exciterad kärna sänder ut strålar med mycket kort våglängd, medan kärnans energi minskar ändras inte kärnans nukleonnummer och laddning, till exempel:

Strukturera elektronskal atomer av elementen i de tre första perioderna

Elektronen har en dubbel natur: den kan uppträda både som en partikel och som en våg. En elektron i en atom rör sig inte längs vissa banor, men kan vara placerad i vilken del som helst runt kärnrummet, men sannolikheten för att den finns i olika delar detta utrymme är inte detsamma. Området runt kärnan där en elektron sannolikt finns kallas orbital Yu.
Varje elektron i en atom är belägen på ett visst avstånd från kärnan enligt dess energireserv. Elektroner med mer eller mindre samma energi bildas energi rіvn och, eller elektroniskt lager och.
Antalet energinivåer fyllda med elektroner i en atom av ett visst grundämne är lika med antalet av den period i vilken den är belägen.
Antalet elektroner i den yttre energinivån är lika med gruppnumret, invilket elementet är beläget.
Inom samma energinivå kan elektroner skilja sig åt i form e moln och, eller orbital och. Det finns sådana former av orbitaler:
s-formuläret:
sid-formuläret:
Det finns också d-, f-orbitaler och andra med en mer komplex form.
Elektroner med samma form av elektronmolnet bildar samma energiförsörjning och: s-, sid-, d-, f-undernivåer.
Antalet undernivåer på varje energinivå är lika med antalet på denna nivå.
Inom en energiundernivå är det möjligt olika fördelning orbitaler i rymden. Så, i ett tredimensionellt koordinatsystem för s Orbitaler kan bara ha en position:

för R-orbitaler - tre:

för d-orbitaler - fem, för f-orbitaler - sju.
Orbitaler representerar:
s-undernivå-
sid-undernivå-
d-undernivå-
En elektron i diagrammen indikeras med en pil som indikerar dess spin. Spinn är rotationen av en elektron runt dess axel. Det indikeras med en pil: eller . Två elektroner i samma orbital skrivs men inte .
Det kan inte finnas mer än två elektroner i en orbital ( Pauli princip).
Principen om minsta energi th : i en atom är varje elektron placerad så att dess energi är minimal (vilket motsvarar dess största bindning med kärnan).
Till exempel, fördelning av elektroner i kloratomen i:

En oparad elektron bestämmer valensen av klor i detta tillstånd - I.
Under mottagandet av ytterligare energi (bestrålning, uppvärmning) är det möjligt att separera elektroner (promotion). Detta tillstånd av atomen kallas zbudzheni m. I detta fall ökar antalet oparade elektroner och följaktligen ändras atomens valens.
Upphetsat tillstånd av kloratomen i :

Följaktligen, bland antalet oparade elektroner, kan klor ha valenserna III, V och VII.

Allt i världen är uppbyggt av atomer. Men var kom de ifrån, och vad består de själva av? Idag svarar vi på dessa enkla och grundläggande frågor. Faktum är att många människor som bor på planeten säger att de inte förstår strukturen hos atomer, som de själva är sammansatta av.

Naturligtvis förstår den kära läsaren att vi i den här artikeln försöker presentera allt på den mest enkla och intressanta nivån, därför "laddar vi" inte med vetenskapliga termer. För den som vill studera frågan för mer professionell nivå, vi råder dig att läsa specialiserad litteratur. Men informationen i den här artikeln kan göra ett bra jobb i dina studier och bara göra dig mer lärd.

En atom är en partikel av materia av mikroskopisk storlek och massa, den minsta delen av ett kemiskt element, som är bäraren av dess egenskaper. Det är med andra ord den minsta partikeln av ett ämne som kan ingå i kemiska reaktioner.

Upptäcktshistoria och struktur

Begreppet atom var känt i antikens Grekland. Atomism är en fysikalisk teori som säger att alla materiella föremål är uppbyggda av odelbara partiklar. Såväl som Antikens Grekland, idén om atomism utvecklades också parallellt i det antika Indien.

Det är inte känt om utomjordingar berättade för de dåvarande filosoferna om atomer, eller om de tänkte på det själva, men kemister kunde experimentellt bekräfta denna teori långt senare - först på 1600-talet, när Europa dök upp ur inkvisitionens och mittens avgrund. Åldrar.

Under lång tid var den dominerande idén om atomens struktur idén om den som en odelbar partikel. Det faktum att atomen fortfarande kan delas, det blev klart först i början av nittonhundratalet. Rutherford, tack vare sitt berömda experiment med avböjning av alfapartiklar, lärde sig att atomen består av en kärna kring vilken elektroner kretsar. Var accepterad planetmodell atom, enligt vilken elektroner kretsar runt kärnan, som planeterna i vårt solsystem runt en stjärna.

Moderna idéer om atomens struktur har avancerat långt. Kärnan i en atom består i sin tur av subatomära partiklar, eller nukleoner - protoner och neutroner. Det är nukleonerna som utgör huvuddelen av atomen. Samtidigt är protoner och neutroner inte heller odelbara partiklar, utan består av fundamentala partiklar - kvarkar.

Kärnan i en atom har en positiv elektrisk laddning, medan kretsande elektroner är negativa. Således är atomen elektriskt neutral.

Nedan är ett elementärt diagram över strukturen av kolatomen.

egenskaper hos atomer

Vikt

Atomernas massa mäts vanligtvis i atommassaenheter - a.m.u. En atommassaenhet är massan av 1/12 av en fri vilande kolatom i dess grundtillstånd.

Inom kemi, för att mäta massan av atomer, används begreppet "mol". 1 mol är mängden av ett ämne som innehåller antalet atomer lika med Avogadros antal.

Storleken

Atomer är extremt små. Så, den minsta atomen är heliumatomen, dess radie är 32 picometer. Den största atomen är cesiumatomen, som har en radie på 225 picometer. Prefixet pico betyder tio till minus tolfte! Det vill säga, om 32 meter reduceras med tusen miljarder gånger så får vi storleken på en heliumatoms radie.

Samtidigt är omfattningen av saker sådan att atomen faktiskt består av 99% av tomhet. Kärnan och elektronerna upptar en extremt liten del av dess volym. För att illustrera, låt oss titta på ett exempel. Om du föreställer dig en atom i form av en olympisk stadion i Peking (eller kanske inte i Peking, föreställ dig bara en stor stadion), då kommer kärnan i denna atom att vara ett körsbär som ligger i mitten av fältet. Elektronernas banor skulle då befinna sig någonstans i nivå med de övre bestånden, och körsbäret skulle väga 30 miljoner ton. Imponerande, eller hur?

Var kom atomerna ifrån?

Som ni vet är nu olika atomer grupperade i det periodiska systemet. Den har 118 (och om med förutspådda men ännu inte upptäckta element - 126) element, inte räknande isotoper. Men det var inte alltid så.

I början av universums bildande fanns det inga atomer, och ännu mer så fanns det bara elementära partiklar som interagerar med varandra under påverkan av enorma temperaturer. Som en poet skulle säga, det var en riktig apoteos av partiklar. Under de första tre minuterna av universums existens, på grund av en minskning av temperaturen och sammanträffandet av en hel massa faktorer, startade processen för primär nukleosyntes, när de första elementen dök upp från elementarpartiklar: väte, helium, litium och deuterium (tungt väte). Det var från dessa element som de första stjärnorna bildades, i vars djup termonukleära reaktioner ägde rum, vilket ledde till att väte och helium "brändes ut" och bildade tyngre element. Om stjärnan var tillräckligt stor, slutade den sitt liv med den så kallade "supernova"-explosionen, som ett resultat av vilken atomer slängdes ut i det omgivande rymden. Och så blev hela det periodiska systemet.

Så vi kan säga att alla atomer som vi består av en gång var en del av de gamla stjärnorna.

Varför sönderfaller inte en atoms kärna?

Inom fysiken finns det fyra typer av grundläggande interaktioner mellan partiklar och de kroppar de utgör. Dessa är starka, svaga, elektromagnetiska och gravitationella interaktioner.

Det är tack vare den starka interaktionen, som manifesterar sig på skalan av atomkärnor och är ansvarig för attraktionen mellan nukleoner, som atomen är en sådan "tuff nöt".

För inte så länge sedan insåg folk att när atomkärnorna splittras frigörs enorm energi. Klyvningen av tunga atomkärnor är en energikälla i kärnreaktorer och kärnvapen.

Så vänner, efter att ha introducerat er till strukturen och grunderna för atomens struktur, kan vi bara påminna er om att vi är redo att hjälpa er när som helst. Det spelar ingen roll, du måste fylla i ett diplom i kärnfysik, eller den minsta kontroll - situationer är olika, men det finns en väg ut ur alla situationer. Tänk på universums omfattning, beställ ett jobb på Zaochnik och kom ihåg - det finns ingen anledning att oroa sig.

(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 av regelbundenhet i ordningen för att fylla det periodiska systemet av 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. arten av de kemiska bindningar som ett givet grundämne kan bilda när det interagerar med andra grundämnen, den rumsliga strukturen hos enkla och komplexa molekyler osv osv.

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 för ℓ användning 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. Undernivåenergin 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 atomorbitalen (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.

0.747

2. 1 0

0, 3 7

1,2 2

0.54

1. 55

-0.3

1. 1 3

0.2

0. 91

1.2 5

-0. 1

0, 55

1.47

0. 59

3.45

0. 64

1 ,60

0. 7 4

1. 89

-0.3

1 . 3 1

1 . 6 0

0. 6

1.63

0.7

2.07

3.61

2.3 6

- 0 .6

1,26(α)

-0.9

1 . 39

0. 18

1.2

0. 6

2.07

3.36

2.4 8

-0.6

1 . 56

0. 2

2.2

2.6 7

2, 2 1

χ - Pauling elektronegativitet

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

Begreppet en atom uppstod i den antika världen för att beteckna materiens partiklar. På grekiska betyder atom "odelbar".

Elektroner

Den irländska fysikern Stoney kom på basis av experiment till slutsatsen att elektricitet bärs av de minsta partiklarna som finns i allas atomer. kemiska grundämnen. I $1891$ föreslog Stoney att kalla dessa partiklar elektroner, som på grekiska betyder "bärnsten".

Några år efter att elektronen fick sitt namn bevisade den engelske fysikern Joseph Thomson och den franske fysikern Jean Perrin att elektroner bär en negativ laddning. Detta är den minsta negativa laddningen, som i kemi tas som enheten $(–1)$. Thomson lyckades till och med bestämma elektronens hastighet (den är lika med ljusets hastighet - $300 000$ km/s) och elektronens massa (den är $1836$ gånger mindre än väteatomens massa).

Thomson och Perrin kopplade ihop polerna på en strömkälla med två metallplattor- katod och anod lödda i ett glasrör, från vilket luften evakuerades. När en spänning på cirka 10 tusen volt applicerades på elektrodplattorna, blinkade en ljusurladdning i röret och partiklar flög från katoden (negativ pol) till anoden (positiv pol), som forskare först kallade katodstrålar, och fick sedan reda på att det var en ström av elektroner. Elektroner, som träffar speciella ämnen som appliceras på till exempel en TV-skärm, orsakar en glöd.

Slutsatsen drogs: elektroner flyr från atomerna i materialet som katoden är gjord av.

Fria elektroner eller deras flöde kan erhållas på andra sätt, till exempel genom glödande metall tråd eller när ljus faller på metaller som bildas av element i huvudundergruppen av grupp I i det periodiska systemet (till exempel cesium).

Tillståndet för elektroner i en atom

Tillståndet för en elektron i en atom förstås som en uppsättning information om energi specifik elektron in Plats där den ligger. Vi vet redan att en elektron i en atom inte har en rörelsebana, d.v.s. kan bara prata om sannolikheter hitta det i utrymmet runt kärnan. Det kan vara beläget i vilken del av detta utrymme som helst som omger kärnan, och hela dess olika positioner betraktas som ett elektronmoln med en viss negativ laddningstäthet. Bildligt kan detta föreställas på följande sätt: om det var möjligt att fotografera positionen för en elektron i en atom i hundradelar eller miljondelar av en sekund, som i en fotofinish, så skulle elektronen i sådana fotografier representeras som en punkt. Att överlagra otaliga sådana fotografier skulle resultera i en bild av ett elektronmoln med den högsta densiteten där det finns de flesta av dessa punkter.

Figuren visar ett "snitt" av en sådan elektrondensitet i en väteatom som passerar genom kärnan, och den streckade linjen avgränsar sfären inom vilken sannolikheten att hitta en elektron är $90%$. Konturen närmast kärnan täcker det område av rymden där sannolikheten att hitta en elektron är $10%$, sannolikheten för att hitta en elektron inuti den andra konturen från kärnan är $20%$, inuti den tredje - $≈30 %$ osv. Det finns en viss osäkerhet i elektronens tillstånd. För att karakterisera detta speciella tillstånd introducerade den tyske fysikern W. Heisenberg begreppet osäkerhetsprincipen, dvs. visade att det är omöjligt att samtidigt och exakt bestämma elektronens energi och placering. Ju mer exakt energin hos en elektron bestäms, desto mer osäker är dess position, och vice versa, efter att ha bestämt positionen, är det omöjligt att bestämma elektronens energi. Sannolikhetsområdet för elektrondetektering har inga tydliga gränser. Det är dock möjligt att peka ut det utrymme där sannolikheten att hitta en elektron är maximal.

utrymme runt atomkärna där en elektron är mest sannolikt att hittas kallas en orbital.

Den innehåller ungefär $90%$ av elektronmolnet, vilket betyder att ungefär $90%$ av tiden elektronen befinner sig i denna del av rymden. Enligt formen urskiljs $4$ av för närvarande kända typer av orbitaler, som betecknas med de latinska bokstäverna $s, p, d$ och $f$. En grafisk representation av vissa former av elektroniska orbitaler visas i figuren.

Den viktigaste egenskapen hos en elektrons rörelse i en viss omloppsbana är energin i dess förbindelse med kärnan. Elektroner med liknande energivärden bildar en singel elektroniskt lager, eller energinivå. Energinivåerna är numrerade från kärnan: $1, 2, 3, 4, 5, 6$ och $7$.

Ett heltal $n$ som anger talet för energinivån kallas det huvudsakliga kvanttalet.

Det kännetecknar energin hos elektroner som upptar en given energinivå. Elektronerna på den första energinivån, närmast kärnan, har den lägsta energin. Jämfört med elektronerna på den första nivån kännetecknas elektronerna på nästa nivå av en stor mängd energi. Följaktligen är elektronerna på den yttre nivån de minst starkt bundna till atomkärnan.

Antalet energinivåer (elektroniska skikt) i en atom är lika med antalet perioder i systemet D. I. Mendeleev, till vilket det kemiska elementet hör: atomerna i grundämnena i den första perioden har en energinivå; den andra perioden - två; sjunde perioden - sju.

Det största antalet elektroner i energinivån bestäms av formeln:

där $N$ är det maximala antalet elektroner; $n$ är nivånumret, eller huvudkvantnumret. Följaktligen: den första energinivån närmast kärnan kan inte innehålla mer än två elektroner; på den andra - inte mer än $8$; på den tredje - inte mer än $18$; den fjärde - inte mer än $32$. Och hur är i sin tur energinivåerna (elektroniska skikten) ordnade?

Med utgångspunkt från den andra energinivån $(n = 2)$, är var och en av nivåerna uppdelad i undernivåer (underskikt), något olika från varandra genom bindningsenergin med kärnan.

Antalet undernivåer är lika med värdet på huvudkvantnumret: den första energinivån har en undernivå; den andra - två; tredje - tre; den fjärde är fyra. Undernivåer bildas i sin tur av orbitaler.

Varje värde på $n$ motsvarar antalet orbitaler lika med $n^2$. Enligt data som presenteras i tabellen är det möjligt att spåra sambandet mellan det huvudsakliga kvanttalet $n$ och antalet undernivåer, typen och antalet orbitaler och det maximala antalet elektroner per undernivå och nivå.

Huvudkvantantal, typer och antal orbitaler, maximalt antal elektroner på undernivåer och nivåer.

Energinivå $(n)$	Antal undernivåer lika med $n$	Orbital typ	Antal orbitaler		Maximalt antal elektroner
			på undernivå	i nivå lika med $n^2$	på undernivå	på en nivå lika med $n^2$
$K(n=1)$	$1$	$1s$	$1$	$1$	$2$	$2$
$L(n=2)$	$2$	$2s$	$1$	$4$	$2$	$8$
		$2p$	$3$		$6$
$M(n=3)$	$3$	$3s$	$1$	$9$	$2$	$18$
		$3p$	$3$		$6$
		$3d$	$5$		$10$
$N(n=4)$	$4$	$4s$	$1$	$16$	$2$	$32$
		$4p$	$3$		$6$
		$4d$	$5$		$10$
		$4f$	$7$		$14$

Det är vanligt att beteckna undernivåer med latinska bokstäver, liksom formen på orbitalerna som de består av: $s, p, d, f$. Så:

$s$-sublevel - den första undernivån av varje energinivå närmast atomkärnan, består av en $s$-orbital;
$p$-undernivå - den andra undernivån av varje, förutom den första, energinivån, består av tre $p$-orbitaler;
$d$-undernivå - den tredje undernivån av varje, från den tredje energinivån, består av fem $d$-orbitaler;
$f$-undernivån för varje, från den fjärde energinivån, består av sju $f$-orbitaler.

atomkärnan

Men inte bara elektroner är en del av atomer. Fysikern Henri Becquerel upptäckte att ett naturligt mineral som innehåller uransalt också avger okänd strålning och lyser upp fotografiska filmer som är stängda från ljus. Detta fenomen har kallats radioaktivitet.

Det finns tre typer av radioaktiva strålar:

$α$-strålar, som består av $α$-partiklar som har en laddning $2$ gånger större än laddningen av en elektron, men med ett positivt tecken, och en massa $4$ gånger större än en väteatoms massa;
$β$-strålar är en ström av elektroner;
$γ$-strålar - elektromagnetiska vågor med en försumbar massa som inte bär en elektrisk laddning.

Följaktligen har atomen en komplex struktur - den består av en positivt laddad kärna och elektroner.

Hur är atomen ordnad?

År 1910 i Cambridge, nära London, studerade Ernest Rutherford med sina studenter och kollegor spridningen av $α$-partiklar som passerade genom tunn guldfolie och faller på en skärm. Alfa-partiklar avvek vanligtvis från den ursprungliga riktningen med endast en grad, vilket bekräftar, verkar det som, enhetligheten och enhetligheten hos guldatomernas egenskaper. Och plötsligt märkte forskarna att några $α$-partiklar plötsligt ändrade riktningen på sin väg, som om de stötte på något slags hinder.

Genom att placera skärmen framför folien kunde Rutherford upptäcka även de sällsynta fall då $α$-partiklar, reflekterade från guldatomer, flög i motsatt riktning.

Beräkningar visade att de observerade fenomenen kunde uppstå om atomens hela massa och hela dess positiva laddning koncentrerades i en liten central kärna. Kärnans radie, som det visade sig, är 100 000 gånger mindre än radien för hela atomen, det område där det finns elektroner som har en negativ laddning. Om vi tillämpar en bildlig jämförelse, kan hela atomvolymen liknas vid Luzhniki-stadion, och kärnan kan liknas vid en fotboll som ligger i mitten av fältet.

En atom av vilket kemiskt element som helst är jämförbart med en liten solsystem. Därför kallas en sådan modell av atomen, föreslagen av Rutherford, planetarisk.

Protoner och neutroner

Det visar sig att den lilla atomkärnan, i vilken atomens hela massa är koncentrerad, består av partiklar av två typer - protoner och neutroner.

Protoner har en laddning lika med laddningen av elektroner, men motsatt i tecken $(+1)$, och en massa lika med massan av en väteatom (det accepteras inom kemin som en enhet). Protoner betecknas med $↙(1)↖(1)p$ (eller $р+$). Neutroner bär ingen laddning, de är neutrala och har en massa som är lika med massan av en proton, d.v.s. $1$. Neutroner betecknas med $↙(0)↖(1)n$ (eller $n^0$).

Protoner och neutroner kallas tillsammans nukleoner(från lat. kärna- kärna).

Summan av antalet protoner och neutroner i en atom kallas massnummer. Till exempel masstalet för en aluminiumatom:

Eftersom elektronens massa, som är försumbar, kan försummas, är det uppenbart att atomens hela massa är koncentrerad i kärnan. Elektroner betecknas enligt följande: $e↖(-)$.

Eftersom atomen är elektriskt neutral är det också uppenbart att att antalet protoner och elektroner i en atom är detsamma. Det är lika med atomnumret för det kemiska elementet tilldelas honom i Periodiskt system. Till exempel innehåller kärnan i en järnatom $26$ protoner, och $26$ elektroner kretsar runt kärnan. Och hur bestämmer man antalet neutroner?

Som ni vet är massan av en atom summan av massan av protoner och neutroner. Att känna till ordningstalet för elementet $(Z)$, dvs. antalet protoner och masstalet $(A)$, lika med summan av antalet protoner och neutroner, kan du hitta antalet neutroner $(N)$ med formeln:

Till exempel är antalet neutroner i en järnatom:

$56 – 26 = 30$.

Tabellen visar de viktigaste egenskaperna hos elementarpartiklar.

Grundläggande egenskaper hos elementarpartiklar.

isotoper

Variationer av atomer av samma grundämne som har samma kärnladdning men olika massatal kallas isotoper.

Ord isotop består av två grekiska ord:isos- samma och topos- plats, betyder "upptar en plats" (cell) i det periodiska systemet av element.

Kemiska grundämnen som finns i naturen är en blandning av isotoper. Sålunda har kol tre isotoper med en massa på $12, 13, 14$; syre - tre isotoper med en massa på $16, 17, 18$, etc.

Vanligtvis ges i det periodiska systemet, är den relativa atommassan för ett kemiskt element medelvärdet av atommassorna för en naturlig blandning av isotoper av ett givet element, med hänsyn till deras relativa förekomst i naturen, därför värdena av atommassorna är ganska ofta bråkdelar. Till exempel är naturliga kloratomer en blandning av två isotoper - $35$ (det finns $75%$ i naturen) och $37$ (det finns $25%$); därför är den relativa atommassan för klor $35,5 $. Isotoper av klor skrivs enligt följande:

$↖(35)↙(17)(Cl)$ och $↖(37)↙(17)(Cl)$

De kemiska egenskaperna hos klorisotoper är exakt desamma som isotoper för de flesta kemiska grundämnen, såsom kalium, argon:

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

Emellertid skiljer sig väteisotoper mycket i egenskaper på grund av den dramatiska ökningen av deras relativa atommassa; de har till och med fått individuella namn och kemiska tecken: protium - $↖(1)↙(1)(H)$; deuterium - $↖(2)↙(1)(H)$, eller $↖(2)↙(1)(D)$; tritium - $↖(3)↙(1)(H)$, eller $↖(3)↙(1)(T)$.

Nu är det möjligt att ge en modern, mer rigorös och vetenskaplig definition av ett kemiskt grundämne.

Ett kemiskt element är en samling atomer med samma kärnladdning.

Strukturen av elektronskalen av atomer av elementen i de första fyra perioderna

Tänk på kartläggningen av de elektroniska konfigurationerna av elementens atomer efter perioderna av D. I. Mendeleevs system.

Inslag av den första perioden.

Schema för atomernas elektroniska struktur visar fördelningen av elektroner över elektroniska lager (energinivåer).

De elektroniska formlerna för atomer visar fördelningen av elektroner över energinivåer och undernivåer.

Grafiska elektroniska formler för atomer visar fördelningen av elektroner inte bara i nivåer och undernivåer, utan också i orbitaler.

I en heliumatom är det första elektronlagret komplett - det har $2$ elektroner.

Väte och helium är $s$-element, dessa atomer har $s$-orbitaler fyllda med elektroner.

Inslag av den andra perioden.

För alla element i den andra perioden är det första elektronlagret fyllt, och elektronerna fyller $s-$ och $p$ orbitaler i det andra elektronlagret i enlighet med principen om minsta energi (första $s$, och sedan $p$) och reglerna för Pauli och Hund.

I neonatomen är det andra elektronlagret komplett - det har $8$ elektroner.

Inslag av den tredje perioden.

För atomer av element från den tredje perioden är de första och andra elektronlagren färdiga, så det tredje elektronlagret är fyllt, där elektroner kan uppta 3s-, 3p- och 3d-subnivåer.

Strukturen av elektronskalen av atomer av elementen i den tredje perioden.

En $3,5$-elektronorbital fullbordas vid magnesiumatomen. $Na$ och $Mg$ är $s$-element.

För aluminium och efterföljande element är undernivån $3d$ fylld med elektroner.

$↙(18)(Ar)$ Argon

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

I en argonatom har det yttre lagret (det tredje elektronlagret) $8$ elektroner. Eftersom det yttre lagret är färdigt, men totalt, i det tredje elektronlagret, som du redan vet, kan det finnas 18 elektroner, vilket betyder att elementen i den tredje perioden har $3d$-orbitaler kvar ofyllda.

Alla element från $Al$ till $Ar$ - $p$ -element.

$s-$ och $r$ -element form huvudundergrupper i det periodiska systemet.

Inslag av den fjärde perioden.

Kalium- och kalciumatomer har ett fjärde elektronlager, $4s$-undernivån är fylld, eftersom den har mindre energi än $3d$-undernivån. För att förenkla de grafiska elektroniska formlerna för atomerna i elementen i den fjärde perioden:

vi betecknar villkorligt den grafiska elektroniska formeln för argon enligt följande: $Ar$;
vi kommer inte att skildra de undernivåer som inte är fyllda för dessa atomer.

$K, Ca$ - $s$ -element, ingår i huvudundergrupperna. För atomer från $Sc$ till $Zn$ är 3d-undernivån fylld med elektroner. Dessa är $3d$-element. De ingår i sidoundergrupper, deras pre-externa elektronskikt är fyllt, de hänvisas till övergångselement.

Var uppmärksam på strukturen hos elektronskalen av krom- och kopparatomer. Ett "fel" av en elektron från $4s-$ till $3d$ undernivån inträffar i dem, vilket förklaras av den större energistabiliteten hos de resulterande $3d^5$ och $3d^(10)$ elektroniska konfigurationerna:

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

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

Elementsymbol, serienummer, namn	Diagram över den elektroniska strukturen	Elektronisk formel	Grafisk elektronisk formel
$↙(19)(K)$ Kalium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$
$↙(20)(C)$ Kalcium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$
$↙(21)(Sc)$ Scandium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ eller $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$
$↙(22)(Ti)$ Titan		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ eller $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$
$↙(23)(V)$ Vanadin		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ eller $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$
$↙(24)(Cr)$ Chrome		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ eller $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$
$↙(29)(Сu)$ krom		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ eller $1s^2(2)s^2(2) )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$
$↙(30)(Zn)$ Zink		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ eller $1s^2(2)s^2(2) )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$
$↙(31)(Ga)$ Gallium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ eller $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$
$↙(36)(Kr)$ Krypton		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ eller $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$

I zinkatomen är det tredje elektronlagret komplett - alla $3s, 3p$ och $3d$ undernivåer är fyllda i det, totalt finns det $18$ elektroner på dem.

I elementen efter zink fortsätter det fjärde elektronlagret, $4p$-subnivån, att fyllas. Element från $Ga$ till $Kr$ - $r$ -element.

Det yttre (fjärde) lagret av en kryptonatom är färdig, den har $8$ av elektroner. Men precis i det fjärde elektronlagret, som ni vet, kan det finnas $32$ av elektroner; kryptonatomen har fortfarande $4d-$ och $4f$-undernivåer ofyllda.

Elementen i den femte perioden fyller undernivåerna i följande ordning: $5s → 4d → 5р$. Och det finns också undantag relaterade till "fel" hos elektroner, för $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙( 46) Pd$, $↙(47)Ag$. $f$ visas i den sjätte och sjunde perioden -element, dvs. element vars $4f-$ och $5f$-undernivåer av det tredje yttre elektroniska lagret fylls, respektive.

$4f$ -element kallad lantanider.

$5f$ -element kallad aktinider.

Ordningen för fyllning av elektroniska undernivåer i atomerna av element från den sjätte perioden: $↙(55)Cs$ och $↙(56)Ba$ - $6s$-element; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-element; $↙(58)Ce$ – $↙(71)Lu - 4f$-element; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-element; $↙(81)Т1$ – $↙(86)Rn - 6d$-element. Men även här finns det element där ordningen för fyllning av elektronorbitaler bryts, vilket till exempel är förknippat med större energistabilitet på halva och helt fyllda $f$-subnivåer, d.v.s. $nf^7$ och $nf^(14)$.

Beroende på vilken undernivå av atomen som är fylld med elektroner sist, är alla element, som du redan förstått, indelade i fyra elektroniska familjer, eller block:

$s$ -element;$s$-sublevel är fylld med elektroner extern nivå atom; $s$-element inkluderar väte, helium och element från huvudundergrupperna i grupperna I och II;
$r$ -element;$p$-subnivån för atomens yttre nivå är fylld med elektroner; $p$-element inkluderar element från huvudundergrupperna i grupperna III–VIII;
$d$ -element;$d$-subnivån för atomens preexternala nivå är fylld med elektroner; $d$-element inkluderar element av sekundära undergrupper av grupperna I–VIII, dvs. element av interkalerade decennier av stora perioder som ligger mellan $s-$ och $p-$element. De kallas också övergångselement;
$f$ -element;$f-$undernivån av den tredje nivån av atomen utanför är fylld med elektroner; dessa inkluderar lantanider och aktinider.

Atomens elektroniska konfiguration. Jord och exciterade tillstånd av atomer

Den schweiziska fysikern W. Pauli i $1925$ fastställde det En atom kan ha högst två elektroner i en omloppsbana. ha motsatta (antiparallella) snurr (översatt från engelska som en spindel), d.v.s. besitter sådana egenskaper som villkorligt kan föreställas som rotationen av en elektron runt sin imaginära axel medurs eller moturs. Denna princip kallas Pauli-principen.

Om det finns en elektron i en orbital, så kallas den oparad, om två, då detta parade elektroner, dvs. elektroner med motsatta snurr.

Figuren visar ett diagram över uppdelningen av energinivåer i undernivåer.

$s-$ Orbital, som du redan vet, har en sfärisk form. Väteatomelektronen $(n = 1)$ finns på denna orbital och är oparad. Enligt detta hans elektronisk formel, eller elektronisk konfiguration, skrivs så här: $1s^1$. I elektroniska formler indikeras energinivånumret med siffran framför bokstaven $ (1 ...) $, latinsk bokstav beteckna undernivån (typ av orbital), och talet, som skrivs uppe till höger på bokstaven (som en exponent), visar antalet elektroner i undernivån.

För en heliumatom He, som har två parade elektroner i samma $s-$orbital, är denna formel: $1s^2$. Heliumatomens elektronskal är komplett och mycket stabilt. Helium är en ädelgas. Den andra energinivån $(n = 2)$ har fyra orbitaler, en $s$ och tre $p$. Andra nivån $s$-orbitalelektroner ($2s$-orbitaler) har en högre energi, eftersom befinner sig på ett större avstånd från kärnan än elektronerna i $1s$-orbitalen $(n = 2)$. I allmänhet, för varje värde på $n$, finns det en $s-$orbital, men med en motsvarande mängd elektronenergi på den och därför, med en motsvarande diameter, växer som värdet av $n$.$s -$Orbital ökningar, som du redan vet, har en sfärisk form. Väteatomelektronen $(n = 1)$ finns på denna orbital och är oparad. Därför skrivs dess elektroniska formel, eller elektroniska konfiguration, enligt följande: $1s^1$. I elektroniska formler indikeras energinivåns nummer med siffran framför bokstaven $ (1 ...) $, den latinska bokstaven betecknar undernivån (orbitaltypen), och siffran som skrivs till höger om bokstaven (som exponent) visar antalet elektroner i undernivån.

För en heliumatom $He$, som har två parade elektroner i samma $s-$orbital, är denna formel: $1s^2$. Heliumatomens elektronskal är komplett och mycket stabilt. Helium är en ädelgas. Den andra energinivån $(n = 2)$ har fyra orbitaler, en $s$ och tre $p$. Elektroner av $s-$orbitaler av den andra nivån ($2s$-orbitaler) har en högre energi, eftersom befinner sig på ett större avstånd från kärnan än elektronerna i $1s$-orbitalen $(n = 2)$. I allmänhet, för varje värde på $n$ finns det en $s-$orbital, men med en motsvarande mängd elektronenergi på den och därför, med en motsvarande diameter, växer när värdet på $n$ ökar.

$r-$ Orbital Den har formen av en hantel, eller volym åtta. Alla tre $p$-orbitaler är belägna i atomen ömsesidigt vinkelrät längs de rumsliga koordinaterna som dras genom atomens kärna. Det bör återigen betonas att varje energinivå (elektroniskt skikt), med start från $n= 2$, har tre $p$-orbitaler. När värdet på $n$ ökar, upptar elektronerna $p$-orbitaler som ligger på stora avstånd från kärnan och riktade längs $x, y, z$-axlarna.

För element i den andra perioden $(n = 2)$, fylls först en $s$-orbital, och sedan tre $p$-orbitaler; elektronisk formel $Li: 1s^(2)2s^(1)$. $2s^1$-elektronen är svagare bunden till atomkärnan, så en litiumatom kan lätt ge bort den (som du säkert minns kallas denna process oxidation), och förvandlas till en litiumjon $Li^+$.

I berylliumatomen Be är den fjärde elektronen också placerad i $2s$ orbitalen: $1s^(2)2s^(2)$. Berylliumatomens två yttre elektroner lösgörs lätt - $B^0$ oxideras till $Be^(2+)$-katjonen.

Boratomens femte elektron upptar $2p$-orbitalen: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$. Därefter fylls $2p$-orbitalerna för atomerna $C, N, O, F$, vilket slutar med neonädelgasen: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$.

För element i den tredje perioden fylls $3s-$ respektive $3p$-orbitaler. Fem $d$-orbitaler på den tredje nivån förblir gratis:

$↙(11)Na 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,

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

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

Ibland, i diagram som visar fördelningen av elektroner i atomer, anges endast antalet elektroner vid varje energinivå, d.v.s. skriv förkortade elektroniska formler för atomer av kemiska grundämnen, i motsats till ovanstående fullständiga elektroniska formler, till exempel:

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

För element med stora perioder (fjärde och femte) upptar de två första elektronerna $4s-$ respektive $5s$-orbitaler: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2 , 8, 18, 8, 2$. Börjar med det tredje elementet av varje lång period, kommer de nästa tio elektronerna att gå till föregående $3d-$ respektive $4d-$ orbitaler (för element i sidoundergrupper): $↙(23)V 2, 8, 11, 2;$ $↙(26) Fr 2, 8, 14, 2;$ $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙(43)Tc 2, 8, 18, 13, 2$. Som regel, när den föregående $d$-undernivån är fylld, kommer den yttre (respektive $4p-$ och $5p-$) $p-$undernivån att börja fyllas: $↙(33)Som 2, 8, 18, 5;$ $ ↙(52)Te 2, 8, 18, 18, 6$.

För element av stora perioder - den sjätte och ofullständiga sjuan - är elektroniska nivåer och undernivåer fyllda med elektroner, som regel, enligt följande: de två första elektronerna går in i den yttre $s-$subnivån: $↙(56)Ba 2, 8 , 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1$; nästa elektron (för $La$ och $Ca$) till föregående $d$-undernivå: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ och $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2$.

Sedan kommer nästa $14$ elektroner att gå in i den tredje energinivån utifrån, $4f$ och $5f$ orbitaler för lantoniderna respektive aktiniderna: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2;$ $↙(92 )U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2$.

Sedan kommer den andra yttre energinivån ($d$-undernivå) att börja byggas upp igen för elementen i sidoundergrupper: $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙(104) Rf 2, 8, 18, 32, 32, 10, 2$. Och slutligen, först efter att $d$-undernivån är helt fylld med tio elektroner, kommer $p$-undernivån att fyllas igen: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.

Mycket ofta avbildas strukturen hos atomernas elektronskal med hjälp av energi- eller kvantceller - de skriver ner s.k. grafiska elektroniska formler. För denna post används följande notation: varje kvantcell betecknas med en cell som motsvarar en orbital; varje elektron indikeras med en pil som motsvarar spinns riktning. När du spelar in grafik elektronisk formel två regler att komma ihåg: Pauli princip, enligt vilken en cell (orbital) inte kan ha mer än två elektroner, men med antiparallella spinn, och F. Hunds regel, enligt vilken elektroner upptar fria celler först en i taget och samtidigt har samma värde snurra, och först därefter para, men snurren i det här fallet, enligt Pauli-principen, kommer redan att vara motsatt riktade.