Будова електронних оболонок атомів. Основи будови атома

Урок присвячений формуванню уявлень про складну будову атома. Розглядається стан електронів в атомі, вводяться поняття «атомна орбіталь та електронна хмара», форми орбіталей (s-, p-, d-орбіталі). Також розглядаються такі аспекти, як максимальна кількість електронів на енергетичних рівнях та підрівнях, розподіл електронів за енергетичними рівнями та підрівнями в атомах елементів перших чотирьох періодів, валентні електрони s-, p- та d-елементів. Наводиться графічна схема будови електронних шарів атомів (електронно-графічна формула).

Тема: Будова атома. Періодичний законД.І. Менделєєва

Урок: Будова атома

У перекладі з грецької мови, слово « атом»означає "неподільний". Проте були відкриті явища, які демонструють можливість його поділу. Це випромінювання рентгенівських променів, випромінювання катодних променів, явище фотоефекту, явище радіоактивності Електрони, протони та нейтрони – це частинки, з яких складається атом. Вони називаються субатомними частинками.

Табл. 1

Крім протонів, до складу ядра більшості атомів входять нейтрони, що не несуть жодного заряду. Як очевидно з табл. 1 маса нейтрона практично не відрізняється від маси протона. Протони та нейтрони складають ядро атома і називаються нуклонами (Nucleus - ядро). Їхні заряди та маси в атомних одиницях маси (а.е.м.) показані в таблиці 1. При розрахунку маси атома масою електрона можна знехтувати.

Маса атома ( масове число) дорівнює сумі мас, що становлять його ядро протонів і нейтронів. Масове число позначається буквою А. З назви цієї величини видно, що вона тісно пов'язана із заокругленою до цілого числа атомною масою елемента. A = Z + N

Тут A- масове число атома (сума протонів та нейтронів), Z- Заряд ядра (число протонів в ядрі), N- Число нейтронів в ядрі. Відповідно до вчення про ізотопи, поняття «хімічний елемент» можна дати таке визначення:

Хімічним елементом називається сукупність атомів із однаковим зарядом ядра.

Деякі елементи існують у вигляді кількох ізотопів. "Ізотопи" означає "що займає одне і теж місце". Ізотопи мають однакову кількість протонів, але відрізняються масою, тобто числом нейтронів у ядрі (числом N). Оскільки нейтрони практично не впливають на Хімічні властивостіелементів, всі ізотопи одного і того ж елемента хімічно не відрізняються.

Ізотопами називаються різновиди атомів одного і того ж хімічного елемента з однаковим зарядом ядра (тобто з однаковим числомпротонів), але з різним числомнейтронів у ядрі.

Ізотопи відрізняються один від одного лише масовим числом. Це позначається або верхнім індексом у правому кутку, або в рядок: 12 С або С-12 . Якщо елемент містить кілька природних ізотопів, то періодичній таблиці Д.І. Менделєєва вказується, його середня атомна маса з урахуванням поширеності. Наприклад, хлор містить 2 природні ізотопи 35 Cl і 37 Cl, вміст яких становить відповідно 75% і 25%. Таким чином, атомна маса хлору дорівнюватиме:

Аr(Cl)=0,75 . 35+0,25 . 37=35,5

Для важких штучно-синтезованих атомів наводиться одне значення атомної масиу квадратних дужках. Це атомна маса найбільш стійкого ізотопу даного елемента.

Основні моделі будови атома

Історично першою у 1897 році була модель атома Томсона.

Рис. 1. Модель будови атома Дж. Томсона

Англійський фізик Дж. Дж. Томсон висловив припущення, що атоми складаються з позитивно зарядженої сфери, в яку вкраплені електрони (рис. 1). Цю модель образно називають "сливовий пудинг", булочка з родзинками (де "родзинки" - це електрони), або "кавун" з "насінням" - електронами. Однак від цієї моделі відмовилися, тому що були отримані експериментальні дані, що суперечать їй.

Рис. 2. Модель будови атома Е. Резерфорда

У 1910 році англійський фізик Ернст Резерфорд зі своїми учнями Гейгером і Марсден провели експеримент, який дав разючі результати, незрозумілі з погляду моделі Томсона. Ернст Резерфорд довів на досвіді, що в центрі атома є позитивно заряджене ядро (рис. 2), навколо якого, подібно до планет навколо Сонця, обертаються електрони. Атом загалом електронейтральний, а електрони утримуються в атомі з допомогою сил електростатичного тяжіння (кулонівських сил). Ця модель мала багато суперечностей і, головне, не пояснювала, чому електрони не падають на ядро, а також можливість поглинання та випромінювання ним енергії.

Данський фізик Н. Бор у 1913 році, взявши за основу модель атома Резерфорда, запропонував модель атома, в якій електрони-частинки обертаються навколо ядра атома приблизно так, як планети обертаються навколо Сонця.

Рис. 3. Планетарна модель Н. Бора

Бор припустив, що електрони в атомі можуть стійко існувати тільки на орбітах, віддалених від ядра на певні відстані. Ці орбіти він назвав стаціонарними. Поза стаціонарними орбітами електрон існувати не може. Чому це так, Бор на той час пояснити не міг. Але він показав, що така модель (рис. 3) дозволяє пояснити багато експериментальних фактів.

В даний час для опису будови атома використовується квантова механіка.Це наука, головним аспектом якої є те, що електрон володіє властивостями частки і хвилі одночасно, тобто корпускулярно-хвильовим дуалізмом. Згідно квантової механіки, область простору, в якій ймовірність знаходження електрона найбільша, називаєтьсяорбіталлю. Чим далі електрон знаходиться від ядра, тим менша його енергія взаємодії з ядром. Електрони з близькими енергіями утворюють енергетичний рівень. Число енергетичних рівніводно номеру періоду, У якому знаходиться даний елемент у таблиці Д.І. Менделєєва. Існують різні формиатомних орбіталей. (Мал. 4). d-орбіталь та f-орбіталь мають складнішу форму.

Рис. 4. Форми атомних орбіталей

В електронній оболонці будь-якого атома рівно стільки електронів, скільки протонів у його ядрі, тому атом загалом електронейтральний. Електрони в атомі розміщуються так, щоб їхня енергія була мінімальною. Чим далі електрон знаходиться від ядра, тим більше орбіталей і тим складніше вони формою. На кожному рівні та підрівні може міститися лише певна кількість електронів. Підрівні, у свою чергу, складаються з однакових по енергії орбіталей.

На першому енергетичному рівні, найближчому до ядра, може існувати одна сферична орбіталь ( 1 s). На другому енергетичному рівні - сферична орбіталь, велика за розміром і три р-орбіталі: 2 s2 ppp. На третьому рівні: 3 s3 ppp3 ddddd.

Крім руху навколо ядра, електрони мають ще рух, який можна уявити, як їх рух навколо власної осі. Це обертання називається спином (у пров. з англ. "Веретено"). На одній орбіталі можуть бути лише два електрони, які мають протилежні (антипаралельні) спини.

максимальнечисло електронів на енергетичному рівнівизначається за формулою N=2 n 2.

Де n – головне квантове число(Номер енергетичного рівня). табл. 2

Табл. 2

Залежно від цього, який орбіталі знаходиться останній електрон, розрізняють s-, p-, d-Елементи.Елементи головних підгруп відносяться до s-, p-Елементів.У побічних підгрупах знаходяться d-Елементи

Графічна схема будови електронних прошарків атомів (електронно-графічна формула).

Для опису розташування електронів на атомних орбіталях використовують електронну конфігурацію. Для її написання в рядок пишуться орбіталі умовних позначеннях (s--, p-, d-,f-орбіталі), а перед ними – числа, що позначають номер енергетичного рівня. Чим більше число, тим далі електрон знаходиться від ядра. У верхньому регістрі, над позначенням орбіталі, пишеться кількість електронів, що є даної орбіталі (Мал. 5).

Рис. 5

Графічно розподіл електронів на атомних орбіталях можна у вигляді осередків. Кожен осередок відповідає одній орбіталі. Для р-орбіталі таких осередків буде три, для d-орбіталі – п'ять, для f-орбіталі – сім. В одному осередку може бути 1 або 2 електрони. Згідно правилу Гунда, Електрони розподіляються на однакових енергією орбіталях (наприклад, на трьох p-орбіталях) спочатку по одному, і тільки коли в кожній такій орбіталі вже знаходиться по одному електрону, починається заповнення цих орбіталей іншими електронами. Такі електрони називають спареними.Пояснюють це тим, що у сусідніх осередках електрони менше відштовхуються один від одного, як однойменно заряджені частинки.

рис. 6 атома 7 N.

Рис. 6

Електронна конфігурація атома скандія

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

Електрони зовнішнього енергетичного рівня називаються валентними. 21 Scвідноситься до d-Елементів.

Підведення підсумку уроку

На уроці було розглянуто будову атома, стан електронів в атомі, запроваджено поняття «атомна орбіталь та електронна хмара». Учні дізналися, що таке форма орбіталей ( s-, p-, d-орбіталі), якою є максимальна кількість електронів на енергетичних рівнях і підрівнях, розподіл електронів за енергетичними рівнями, що таке s-, p- І d-Елементи. Наведено графічну схему будови електронних шарів атомів (електронно-графічну формулу).

Список літератури

1. Рудзітіс Г.Є. Хімія. Основи загальної хімії. 11 клас: підручник для загальноосвітніх установ: базовий рівень/Г.Є. Рудзітіс, Ф.Г. Фельдман. - 14-те вид. - М: Просвітництво, 2012.

2. Попіль П.П. Хімія: 8 кл.: підручник для загальноосвітніх учбових закладів/ П.П. Попель, Л.С.Крівля. – К.: ІЦ «Академія», 2008. – 240 с.: іл.

3. А.В. Мануйлов, В.І. Родіонів. Основи хімії. Інтернет-підручник.

Домашнє завдання

1. №№5-7 (с. 22) Рудзітіс Г.Є. Хімія. Основи загальної хімії. 11 клас: підручник для загальноосвітніх установ: базовий рівень/Г.Є. Рудзітіс, Ф.Г. Фельдман. - 14-те вид. - М: Просвітництво, 2012.

2. Напишіть електронні формули для наступних елементів: 6 C, 12 Mg, 16 S, 21 Sc.

3. Елементи мають такі електронні формули: а) 1s 2 2s 2 2p 4 .б) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 . в) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 . Які це елементи?

атом- це електронейтральна частка, що складається з позитивно зарядженого ядра та негативно заряджених електронів.

Будова атомних ядер

Ядра атомівскладаються з елементарних частинокдвох видів: протонів(p) та нейтронів(n). Сума протонів та нейтронів у ядрі одного атома називається нуклонним числом:
,
де А- нуклонне число, N- Число нейтронів, Z- Число протонів.
Протони мають позитивний заряд (+1), нейтрони заряду немає (0), електрони мають негативний заряд (-1). Маси протона і нейтрона приблизно однакові, їх приймають рівними 1. Маса електрона набагато менше ніж маса протона, тому хімії нею нехтують, вважаючи, що вся маса атома зосереджена в його ядрі.
Число позитивно заряджених протонів в ядрі дорівнює числу негативно заряджених електронів, то атом в цілому електронейтральний.
Атоми з однаковим зарядом ядра становлять хімічний елемент.
Атоми різних елементів називаються нуклідами.
Ізотопи- атоми одного і того ж елемента, що мають різне нуклонне число внаслідок різної кількості нейтронів в ядрі.
Ізотопи Водню

Назва	A	Z	N
Протий Н	1	1	0
Дейтерій D	2	1	1
Тритій T	3	1	2

Радіоактивний розпад

Ядра нуклідів можуть розпадатися з утворенням ядер інших елементів, а також , або інших частинок.
Спонтанний розпад атомів деяких елементів називається радіоактивністю, а такі речовини - радіоактивнимі. Радіоактивність супроводжується випромінюванням елементарних частинок та електромагнітних хвиль - випромінюванняр.
Рівняння ядерного розпаду- ядерні реакції - записуються так:

Час, за який розпаду піддається половина атомів даного нукліду, називається періодом напіврозпаду.
Елементи, що складаються лише з радіоактивних ізотопів, називаються радіоактивнимы. Це елементи 61 та 84-107.

Види радіоактивного розпаду

1) -розпад. Випромінюються -частки, тобто. ядра атома Гелія. При цьому нуклонне число ізотопу зменшується на 4, а заряд ядра-на 2 одиниці, наприклад:

2) -розпад.В нестійкому ядрі нейтрон перетворюється на протон, при цьому ядро випускає електрони та антинейтрино. Під час розпаду нуклонне число не змінюється, а заряд ядра збільшується на 1, наприклад:

3) -розпад. Збуджене ядро випускає промені з дуже малою довжиною хвилі, при цьому енергія ядра зменшується, нуклонне число і заряд ядра не змінюються, наприклад:

Будова електронних оболонокатомів елементів перших трьох періодів

Електрон має двоїсту природу: він може поводитися як частинка, і як хвиля. Електрон в атомі не рухається за певними траєкторіями, а може перебувати в будь-якій частині навколо ядерного простору, проте ймовірність його знаходження в різних частинахцього простору неоднакова. Простір навколо ядра, в якому можливе знаходження електрона, називається орбіталю.
Кожен електрон в атомі знаходиться на певній відстані від ядра згідно з запасом енергії. Електрони з більш-менш однаковою енергією формують енергетичні рівніві, або електронні шарі.
Число заповнених електронами енергетичних рівнів в атомі даного елемента дорівнює номер періоду, в якому він розташований.
Число електронів на зовнішньому енергетичному рівні дорівнює номеру групи,якій розташований цей елемент.
В межах одного енергетичного рівня електрони можуть відрізнятися формою електронної хмарі, або орбіталі. Існують такі форми орбіталей:
s-форма:
p-форма:
Існують також d-, f-орбіталі та інші, з більш складною формою.
Електрони з однаковою формою електронної хмари утворюють однойменні енергетичні підрівнта: s-, p-, d-, f-підрівні.
Кількість підрівнів на кожному енергетичному рівні дорівнює номеру цього рівня.
В межах одного енергетичного рівня можливий різний розподілорбіталей у просторі. Так, у тривимірній системі координат для s-орбіталі можливе лише одне положення:

для р-орбіталі - три:

для d-орбіталі - п'ять, для f-орбіталі - сім.
Орбіталі зображають:
s-підрівень -
p-підрівень -
d-підрівень -
Електрон на схемах позначається стрілкою, що вказує на його спини. Під спином розуміють обертання електрона довкола своєї осі. Він позначається стрілкою: або . Два електрони на одній орбіталі записуються, але не.
Більше двох електронів на одній орбіталі перебувати не може ( принцип Паулі).
Принцип найменшої енергіїй : в атомі кожен електрон розташовується так, щоб його енергія була мінімальною (що відповідає його найбільшому зв'язку з ядром).
Наприклад, розподіл електронів в атомі Хлорав:

Один неспарений електрон визначає валентність Хлора у такому стані - I.
Під час отримання додаткової енергії (опромінення, нагрівання) можливе розпарування електронів (промотування). Такий стан атома називається збудженням. При цьому кількість неспарених електронів збільшується і відповідно змінюється валентність атома.
Порушений стан атома Хлорв :

Відповідно до неспарених електронів Хлор може мати валентність III, V і VII.

Все у світі складається з атомів. Але де вони взялися, і з чого складаються самі? Сьогодні відповідаємо на ці прості та фундаментальні питання. Адже багато людей, що живуть на планеті, кажуть, що не розуміють будови атомів, із яких самі складаються.

Звичайно, шановний читач розуміє, що в цій статті ми намагаємося викласти все на максимально простому та цікавому рівні, тому не «вантажимо» науковими термінами. Тим, хто хоче вивчити питання на більш професійному рівні, радимо читати спеціалізовану літературу Проте, відомості цієї статті можуть послужити хорошу службу у навчанні і просто зробити Вас більш ерудованими.

Атом – це частка речовини мікроскопічних розмірів та маси, найменша частина хімічного елемента, яка є носієм його властивостей. Іншими словами, це дрібна частка тієї чи іншої речовини, яка може вступати в хімічні реакції.

Історія відкриття та будова

Поняття атома було відоме ще у Стародавній Греції. Атомізм – фізична теорія, яка свідчить, що це матеріальні предмети складаються з неподільних частинок. Поряд з Стародавньою Грецією, Ідеї атомізму паралельно розвивався ще й у Стародавній Індії.

Невідомо, розповіли тодішнім філософам про атоми інопланетяни, або вони додумалися самі, але експериментально підтвердити цю теорію хіміки змогли набагато пізніше – лише у сімнадцятому столітті, коли Європа випливла з безодні інквізиції та середньовіччя.

Довгий час панівним уявленням про будову атома було уявлення про нього як неподільну частинку. Те, що атом можна розділити, з'ясувалося лише на початку ХХ століття. Резерфорд завдяки своєму знаменитому досвіду з відхиленням альфа-частинок дізнався, що атом складається з ядра, навколо якого обертаються електрони. Була прийнята планетарна модельатома, згідно з якою електрони обертаються навколо ядра, як планети нашої Сонячної системи навколо зірки.

Сучасні ставлення до будові атома просунулися далеко. Ядро атома, у свою чергу, складається з субатомних частинок, або нуклонів – протонів і нейтронів. Саме нуклони становлять основну масу атома. У цьому протони і нейтрони також є неподільними частинками, і з фундаментальних частинок - кварків.

Ядро атома має позитивний електричний заряд, А електрони, що обертаються по орбіті - негативний. Таким чином, атом електрично нейтральний.

Нижче наведемо елементарну схему будови атома вуглецю.

Властивості атомів

Маса

Масу атомів прийнято вимірювати атомних одиницях маси – а.е.м. Атомна одиниця маси являє собою масу 1/12 частини атома вуглецю, що вільно спочиває, що знаходиться в основному стані.

У хімії для виміру маси атомів використовується поняття "моль". 1 моль – це така кількість речовини, в якій міститься число атомів, що дорівнює кількості Авогадро.

Розмір

Розміри атомів надзвичайно малі. Так, найменший атом – це атом Гелія, його радіус – 32 пікометри. Найбільший атом – атом цезію, що має радіус 225 пікометрів. Приставка піко означає десять мінус дванадцятого ступеня! Тобто якщо 32 метри зменшити в тисячу мільярдів разів, ми отримаємо розмір радіус атома гелію.

При цьому масштаби речей такі, що, по суті, атом на 99% складається з порожнечі. Ядро та електрони займають вкрай малу частину його обсягу. Для наочності розглянемо такий приклад. Якщо уявити атом у вигляді олімпійського стадіону в Пекіні (а можна і не в Пекіні, просто уявіть собі великий стадіон), то ядро цього атома буде вишнею, що знаходиться в центрі поля. Орбіти електронів при цьому були б десь на рівні верхніх трибун, а вишня важила б 30 мільйонів тонн. Вражає, чи не так?

Звідки взялися атоми?

Як відомо, зараз різні атоми згруповані до таблиці Менделєєва. У ній налічується 118 (а якщо з передбаченими, але ще не відкритими елементами - 126) елементів, крім ізотопів. Але так було далеко не завжди.

На самому початку формування Всесвіту ніяких атомів не було й поготів, існували лише елементарні частинки, що під впливом величезних температур взаємодіють між собою. Як сказав би поет, це справжній апофеоз частинок. У перші три хвилини існування Всесвіту, через зниження температури і збіг ще цілої купи факторів, запустився процес первинного нуклеосинтезу, коли з елементарних частинок з'явилися перші елементи: водень, гелій, літій і дейтерій (важкий водень). Саме з цих елементів утворилися перші зірки, у надрах яких проходили термоядерні реакції, внаслідок яких водень та гелій «згоряли», утворюючи важчі елементи. Якщо зірка була досить великою, то своє життя вона закінчувала так званим вибухом наднової, в результаті якого атоми викидалися в навколишній простір. Так і вийшла вся таблиця Менделєєва.

Так що можна сказати, що всі атоми, з яких ми складаємося, колись були частиною стародавніх зірок.

Чому ядро атома не розпадається?

У фізиці існує чотири типи фундаментальних взаємодій між частинками та тілами, які вони становлять. Це сильна, слабка, електромагнітна та гравітаційна взаємодії.

Саме завдяки сильній взаємодії, яка проявляється в масштабах атомних ядер та відповідає за тяжіння між нуклонами, атом і є таким «міцним горішком».

Нещодавно люди зрозуміли, що при розщепленні ядер атомів вивільняється величезна енергія. Розподіл важких атомних ядер є джерелом енергії в ядерних реакторахта ядерної зброї.

Отже, друзі, познайомивши Вас зі структурою та основами будови атома, нам залишається лише нагадати про те, що готові будь-якої миті прийти Вам на допомогу. Не важливо, потрібно Вам виконати диплом з ядерної фізики, або найменшу контрольну – ситуації бувають різні, але вихід є з будь-якого становища. Подумайте про масштаби Всесвіту, замовте роботу в Zaochnik та пам'ятайте – немає приводів для занепокоєння.

(Конспект лекцій)

Будова атома. Вступ.

Об'єктом вивчення хімії є хімічні елементи та його сполуки. Хімічним елементомназивають сукупність атомів із однаковим позитивним зарядом. атом- Це найменша частка хімічного елемента, що зберігає його Хімічні властивості. Зв'язуючись один з одним атоми одного або різних елементів утворюють складніші частинки – молекули. Сукупність атомів чи молекул утворюють хімічні речовини. Кожна індивідуальна хімічна речовина характеризується набором індивідуальних фізичних властивостей, такими як температури кипіння та плавлення, щільністю, електро- та теплопровідністю тощо.

1. Будова атома та Періодична система елементів

Д.І. Менделєєва.

Знання та розуміння закономірностей порядку заповнення Періодичної системи елементів Д.І. Менделєєва дозволяє зрозуміти таке:

1.фізичну суть існування у природі певних елементів,

2.природу хімічної валентності елемента,

3.здатність та "легкість" елемента віддавати або приймати електрони при взаємодії з іншим елементом,

4.природу хімічних зв'язків, які може утворити даний елемент при взаємодії з іншими елементами, просторова будова простих та складних молекул та ін., ін.

Будова атома.

Атом є складною мікросистемою що у русі і взаємодіючих друг з одним елементарних частинок.

Наприкінці 19 і на початку 20 століть було встановлено, що атоми складаються з дрібніших частинок: нейтронів, протонів і електронів, останні дві частинки є зарядженими частинками, протон несе у собі позитивний заряд, електрон - негативний. Оскільки атоми елемента в основному стані електронейтральні, це означає, що число протонів в атомі будь-якого елемента дорівнює числу електронів. Маса атомів визначається сумою маси протонів і нейтронів, кількість яких дорівнює різниці маси атомів та його порядкового номера у періодичній системі Д.І. Менделєєва.

У 1926 р. Шредінгер запропонував описувати рух мікрочастинок в атомі елемента за допомогою виведеного ним хвильового рівняння. При вирішенні хвильового рівняння Шредінгера для атома водню з'являються три цілих квантових числа: n, ℓ і m ℓ , Які характеризують стан електрона в тривимірному просторі в центральному полі ядра Квантові числа n, ℓ і m ℓ набувають цілісних значень. Хвильова функція, що визначається трьома квантовими числами n, ℓ і m ℓ і одержувана в результаті розв'язання рівняння Шредінгера, називається орбіталлю. Орбіталь - це область простору, в якому найімовірніше знаходження електрона, Що належить атому хімічного елемента Таким чином, рішення рівняння Шредінгера для атома водню призводить до появи трьох квантових чисел, фізичний сенсяких у тому, що вони характеризують три різного виду орбіталей, які може мати атом. Розглянемо докладніше кожне квантове число.

Головне квантове число n може набувати будь-яких позитивних цілісних значень: n = 1,2,3,4,5,6,7…Воно характеризує енергію електронного рівня і розмір електронної хмари. Характерно, що номер головного квантового числа збігається з номером періоду, де знаходиться даний елемент.

Азимутальне чи орбітальне квантове числоℓ може набувати цілісних значень від ℓ = 0….до n – 1 визначає момент руху електронів, тобто. форму орбіталі. Для різних чисельних значень ℓ використовують наступні позначення: ℓ = 0, 1, 2, 3, та позначаються символами s, p, d, fвідповідно для ℓ = 0, 1, 2 та 3. У періодичній системі елементів немає елементів зі спиновим числом ℓ = 4.

Магнітне квантове числоm ℓ характеризує просторове розташування електронних орбіталей і, отже, електромагнітні властивості електрона. Воно може набувати значень від – ℓ до + ℓ , включаючи нуль.

Форма або, точніше, властивості симетрії атомних орбіталей залежить від квантових чисел ℓ і m ℓ . "Електронна хмара", відповідна s- орбіталі має, має форму кулі (при цьому ℓ = 0).

Рис.1. 1s-орбіталь

Орбіталі, які визначаються квантовими числами ℓ = 1 і m ℓ = -1, 0 і +1, називаються р-орбіталями. Оскільки m ℓ при цьому має три різних значень, То атом при цьому має три енергетично еквівалентні р-орбіталі (головне квантове число для них одне і теж і може мати значення n = 2,3,4,5,6 або 7). р-орбіталі мають осьову симетрію і мають вигляд об'ємних вісімок, у зовнішньому полі орієнтованих по осях x, y і z (рис.1.2). Звідси і походження символіки p x , p y p z .

Рис.2. р x , p y і p z -орбіталі

Крім того, є d-і f- атомні орбіталі, для перших ℓ = 2 і m ℓ = -2, -1, 0, +1 та +2, тобто. п'ять АТ, для других ℓ = 3 та m ℓ = -3, -2, -1, 0, +1, +2 та +3, тобто. 7 АТ.

Четверте квантове m sназивається спиновим квантовим числом, було введено пояснення деяких тонких ефектів у спектрі атома водню Гаудсмітом і Уленбеком в 1925г. Спин електрона – це кутовий момент зарядженої елементарної частки електрона, орієнтація якого квантована, тобто. суворо обмежена певними кутами. Ця орієнтація визначається значенням спінового магнітного квантового числа (s), яке для електрона дорівнює ½ , тому для електрона згідно з правилами квантування m s = ± ½. У зв'язку з цим до набору із трьох квантових чисел слід додати квантове число m s . Підкреслимо ще раз, що чотири квантові числа визначають порядок побудови періодичної таблиці елементів Менделєєва і пояснюють, чому в першому періоді лише два елементи, у другому та в третьому – по вісім, - у четвертому – 18 і т. д. Проте, щоб пояснити будову багатоелектронних атомів, порядок заповнення електронних рівнів у міру збільшення позитивного заряду атома недостатньо мати уявлення про чотири квантові числа, що "керують" поведінкою електронів при заповненні електронних орбіталей, але необхідно знати ще деякі прості правила, а саме, принцип Паулі, правило Гунда та правила Клечковського.

Відповідно до принципу Паулі в тому самому квантовому стані, що характеризується певними значеннями чотирьох квантових чисел, не може знаходитися більше одного електрона.Це означає, що один електрон можна в принципі помістити на будь-яку атомну орбіталь. Два електрони можуть бути на одній атомній орбіталі тільки в тому випадку, якщо вони відрізняються спіновими квантовими числами.

При заповненні електронами трьох р-АО, п'яти d-AO та семи f-AO слід керуватися крім принципу Паулі ще й правилом Гунду: Заповнення орбіталей однієї підболочки в основному стані відбувається електронами з однаковими спинами.

При заповненні підболочок (p, d, f)абсолютне значення суми спинів має бути максимальною.

Правило Клечковського. Відповідно до правила Клечковського під час заповненняd і fорбіталією електронами повинен дотримуватисяпринцип мінімальної енергії Відповідно до цього принципу електрони здебільшого заповнюють орбіталі з мінімальними рівнями енергії. Енергію підрівня визначають сума квантових чиселn + ℓ = Е .

Перше правило Клечковського: спочатку заповнюються ті підрівні, для якихn + ℓ = Е мінімальна.

Друге правило Клечковського: у разі рівностіn + ℓ для декількох підрівнів йде заповнення того рівня, для якогоn мінімальна .

На даний час відомо 109 елементів.

2. Енергія іонізації, спорідненість до електрона та електронегативність.

Найважливішими характеристиками електронної конфігурації атома є енергія іонізації (ЕІ) або потенціал іонізації (ПІ) та спорідненість атома до електрона (СЕ). Енергією іонізації називають зміну енергії у процесі відриву електрона від вільного атома при 0 К: А = + + ē . Залежність енергії іонізації від порядкового номера елемента Z, розміру атомного радіуса має яскраво виражений періодичний характер.

Спорідненість до електрона (СЕ), є зміною енергії, яким супроводжується приєднання електрона до ізольованого атома з утворенням негативного іона при 0 К: А + ē = А - (атом та іон знаходяться у своїх основних станах).У цьому електрон займає нижчу вільну атомну орбіталь (НСАО), якщо ВЗАО зайнята двома електронами. СЕ сильно залежить від їхньої орбітальної електронної конфігурації.

Зміни ЕІ та СЕ корелюють зі зміною багатьох властивостей елементів та їх сполук, що використовується для передбачення цих властивостей за значеннями ЕІ та СЕ. Найбільш високим за абсолютною величиною спорідненістю до електрона мають галогени. У кожній групі періодичної таблиці елементів потенціал іонізації або ЕІ зменшується зі збільшенням номера елемента, що пов'язано зі збільшенням атомного радіусу та збільшенням кількості електронних шарів і що добре корелює зі збільшенням відновлювальної здатності елемента.

У таблиці 1 Періодичної системи елементів наведено значення ЕІ та СЕ в еВ/на атом. Відмітимо, що точні значенняСЕ відомі лише небагатьох атомів, їх величини підкреслено таблиці 1.

Таблиця 1

Перша енергія іонізації (ЕІ), спорідненість до електрона (СЕ) та електронегативність χ) атомів у періодичній системі.

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

Проs

χ – електронегативність за Полінгом

r- атомний радіус, (з «Лабораторні та семінарські заняття з загальної та неорганічної хімії», Н.С. Ахметов, М.К. Азізова, Л.І. Бадигіна)

Поняття атом виникло ще в античному світі для значення частинок речовини. У перекладі з грецької атом означає «неподільний».

Електрони

Ірландський фізик Стоні на підставі дослідів дійшов висновку, що електрика переноситься найдрібнішими частинками, що існують в атомах усіх. хімічних елементів. У $1891$ м. Стоні запропонував ці частки назвати електронами, Що по-грецьки означає «бурштин».

Через кілька років після того, як електрон отримав свою назву, англійський фізик Джозеф Томсон та французький фізик Жан Перрен довели, що електрони несуть на собі негативний заряд. Це найменший негативний заряд, який у хімії прийнято за одиницю $(–1)$. Томсон навіть зумів визначити швидкість руху електрона (вона дорівнює швидкості світла - $ 300 000 $ км / с) і масу електрона (вона в $ 1836 разів менше маси атома водню).

Томсон і Перрен поєднували полюси джерела струму з двома металевими пластинами- катодом і анодом, впаяним у скляну трубку, з якої було відкачано повітря. При подачі на пластини-електроди напруги близько 10 тисяч вольт у трубці спалахував розряд, що світиться, а від катода (негативного полюса) до анода (позитивного полюса) летіли частки, які вчені спочатку назвали катодним промінняма потім з'ясували, що це був потік електронів. Електрони, ударяючись об особливі речовини, нанесені, наприклад, екран телевізора, викликають світіння.

Було зроблено висновок: електрони вириваються з атомів матеріалу, з якого зроблено катод.

Вільні електрони або їх потік можна отримати й іншими способами, наприклад, при розжарюванні металевого дротуабо при падінні світла на метали, утворені елементами головної підгрупи І групи таблиці Менделєєва (наприклад, цезій).

Стан електронів в атомі

Під станом електрона в атомі розуміють сукупність інформації про енергіїпевного електрона в просторів якому він знаходиться. Ми знаємо, що електрон у атомі немає траєкторії руху, тобто. можна говорити лише про ймовірностізнаходження його у просторі навколо ядра. Він може бути в будь-якій частині цього простору, що оточує ядро, і сукупність різних положень його розглядають як електронну хмару з певною щільністю негативного заряду. Образно це можна уявити так: якби вдалося через соті або мільйонні частки секунди сфотографувати положення електрона в атомі, як при фотофініші, то електрон на таких фотографіях був би представлений у вигляді точки. При накладенні незліченної множини таких фотографій вийшла б картина електронної хмари з найбільшою щільністю там, де цих точок найбільше.

На малюнку показаний "розріз" такої електронної щільності в атомі водню, що проходить через ядро, а штриховою лінією обмежена сфера, всередині якої ймовірність виявлення електрона становить $90%. Найближчий до ядра контур охоплює область простору, де ймовірність виявлення електрона - $10%$, ймовірність виявлення електрона всередині другого від ядра контуру становить $20%$, всередині третього - $≈30%$ і т.д. У стані електрона є певна невизначеність. Щоб охарактеризувати цей особливий стан, німецький фізик В. Гейзенберг увів поняття про принцип невизначеності, тобто. показав, що неможливо визначити одночасно і точно енергію та місцезнаходження електрона. Чим точніше визначена енергія електрона, тим невизначеніша його становище, і навпаки, визначивши положення, не можна визначити енергію електрона. Область ймовірності виявлення електрона немає чітких меж. Однак можна виділити простір, де ймовірність знаходження електрона максимальна.

Простір навколо атомного ядра, В якому найбільш імовірно знаходження електрона, називається орбіталлю.

У ньому міститься приблизно $90%$ електронної хмари, і це означає, що близько $90%$ часу електрон знаходиться в цій частині простору. Формою розрізняють $4$ відомих нині типу орбіталей, які позначаються латинськими літерами $s, p, d$ і $f$. Графічне зображення деяких форм електронних орбіталей представлено малюнку.

Найважливішою характеристикою руху електрона певної орбіталі є енергія його зв'язку з ядром. Електрони, що мають близькі значення енергії, утворюють єдиний електронний шар, або енергетичний рівень. Енергетичні рівні нумерують, починаючи від ядра: $1, 2, 3, 4, 5, 6$ та $7$.

Ціле число $n$, що означає номер енергетичного рівня, називають головним квантовим числом.

Воно характеризує енергію електронів, які займають цей енергетичний рівень. Найменшу енергію мають електрони першого енергетичного рівня, найближчого до ядра. Порівняно з електронами першого рівня електрони наступних рівнів характеризуються величезним запасом енергії. Отже, найменш міцно пов'язані з ядром атома електрони зовнішнього рівня.

Число енергетичних рівнів (електронних шарів) в атомі дорівнює номеру періоду в системі Д. І. Менделєєва, до якого належить хімічний елемент: атомів елементів першого періоду один енергетичний рівень; другого періоду – два; сьомого періоду – сім.

Найбільше електронів на енергетичному рівні визначається за формулою:

де $ N $ – максимальна кількість електронів; $n$ - номер рівня, чи головне квантове число. Отже: на першому, найближчому до ядра енергетичному рівні може бути трохи більше двох електронів; на другому – не більше $8$; на третьому – не більше $18$; на четвертому – не більше $32$. А як, у свою чергу, влаштовано енергетичні рівні (електронні шари)?

Починаючи з другого енергетичного рівня $(n = 2)$, кожен із рівнів поділяється на підрівні (підшари), що дещо відрізняються один від одного енергією зв'язку з ядром.

Число підрівнів дорівнює значенню основного квантового числа:перший енергетичний рівень має один рівень; другий – два; третій – три; четвертий – чотири. Підрівні, у свою чергу, утворені орбіталями.

Кожному значенню $n$ відповідає число орбіталей, що дорівнює $n^2$. За даними, представлених у таблиці, можна простежити зв'язок головного квантового числа $n$ з числом підрівнів, типом і числом орбіталей і максимальною кількістю електронів на рівні і рівні.

Головне квантове число, типи та кількість орбіталей, максимальна кількість електронів на підрівнях та рівнях.

Енергетичний рівень $(n)$	Число підрівнів, що дорівнює $n$	Тип орбіталі	Число орбіталей		Максимальна кількість електронів
			у підрівні	у рівні, що дорівнює $n^2$	у підрівні	на рівні, що дорівнює $n^2$
$K(n=1)$	$1$	$1s$	$1$	$1$	$2$	$2$
$L(n=2)$	$2$	$2s$	$1$	$4$	$2$	$8$
		$2p$	$3$		$6$
$M(n=3)$	$3$	$3s$	$1$	$9$	$2$	$18$
		$3p$	$3$		$6$
		$3d$	$5$		$10$
$N(n=4)$	$4$	$4s$	$1$	$16$	$2$	$32$
		$4p$	$3$		$6$
		$4d$	$5$		$10$
		$4f$	$7$		$14$

Підрівні прийнято позначати латинськими літерами, як і форму орбіталей, у тому числі вони складаються: $s, p, d, f$. Так:

$s$-підрівень - перший, найближчий до ядра атома підрівень кожного енергетичного рівня, що складається з однієї $s$-орбіталі;
$р$-підрівень - другий підрівень кожного, крім першого, енергетичного рівня, складається з трьох $р$-орбіталей;
$d$-підрівень - третій підрівень кожного, починаючи з третього енергетичного рівня, складається з п'яти $d$-орбіталей;
$f$-підрівень кожного, починаючи з четвертого, енергетичного рівня, складається із семи $f$-орбіталей.

Ядро атома

Але не лише електрони входять до складу атомів. Фізик Анрі Беккерель виявив, що природний мінерал, що містить сіль урану, теж випромінює невідоме випромінювання, засвічуючи фотоплівки, закриті від світла. Це явище було названо радіоактивністю.

Розрізняють три види радіоактивних променів:

$α$-промені, які складаються з $α$-часток, що мають заряд у $2$ рази більше заряду електрона, але з позитивним знаком, і маса в $4$ рази більша за масу атома водню;
$β$-промені є потік електронів;
$γ$-промені - електромагнітні хвиліз мізерно малою масою, що не несуть електричного заряду.

Отже, атом має складну будову – складається з позитивно зарядженого ядра та електронів.

Як же влаштований атом?

У 1910 р. у Кембриджі, поблизу Лондона, Ернест Резерфорд зі своїми учнями та колегами вивчав розсіювання $α$-частинок, що проходять через тоненьку золоту фольгу та падають на екран. Альфа-частинки зазвичай відхилялися від первісного напрямку лише на один градус, підтверджуючи, здавалося б, рівномірність та однорідність властивостей атомів золота. І раптом дослідники помітили, що деякі $α$-частинки різко змінювали напрямок свого шляху, ніби наштовхуючись на якусь перешкоду.

Розмістивши екран перед фольгою, Резерфорд зумів виявити навіть ті рідкісні випадки, коли $α$-частинки, відбившись від атомів золота, летіли у протилежному напрямку.

Розрахунки показали, що явища могли статися, якби вся маса атома і весь його позитивний заряд були зосереджені в крихітному центральному ядрі. Радіус ядра, як з'ясувалося, у 100 000 разів менший за радіус всього атома, тієї його області, в якій знаходяться електрони, що мають негативний заряд. Якщо застосувати образне порівняння, весь обсяг атома можна уподібнити стадіону в Лужниках, а ядро - футбольному м'ячу, розташованому в центрі поля.

Атом будь-якого хімічного елемента порівняємо з крихітною Сонячною системою. Тому таку модель атома, запропоновану Резерфордом, називають планетарною.

Протони та нейтрони

Виявляється, і крихітне атомне ядро, в якому зосереджена вся маса атома, складається з частинок двох видів – протонів та нейтронів.

Протонимають заряд, рівний заряду електронів, але протилежний за знаком $(+1)$, і масу, рівну масі атома водню (вона прийнята хімії за одиницю). Позначаються протони знаком $↙(1)↖(1)p$ (або $р+$). Нейтронине несуть заряду, вони нейтральні мають масу, рівну масі протона, тобто. $1$. Позначають нейтрони знаком $↙(0)↖(1)n$ (або $n^0$).

Протони та нейтрони разом називають нуклонами(Від лат. Nucleus- Ядро).

Сума числа протонів та нейтронів в атомі називається масовим числом. Наприклад, масове число атома алюмінію:

Оскільки масою електрона, мізерно малою, можна знехтувати, очевидно, що у ядрі зосереджена вся маса атома. Електрони позначають так: $e↖(-)$.

Оскільки атом електронейтральний, також очевидно, що число протонів та електронів в атомі однаково. Воно дорівнює порядковому номеру хімічного елемента, привласненому йому в Періодичною системою. Наприклад, в ядрі атома заліза міститься $26$ протонів, а навколо ядра обертається $26$ електронів. А як визначити кількість нею тронів?

Як відомо, маса атома складається з маси протонів та нейтронів. Знаючи порядковий номер елемента $ (Z) $, тобто. число протонів, і масове число $(А)$, що дорівнює сумі чисел протонів і нейтронів, можна знайти число нейтронів $(N)$ за формулою:

Наприклад, число нейтронів в атомі заліза дорівнює:

$56 – 26 = 30$.

У таблиці наведено основні характеристики елементарних частинок.

Основні властивості елементарних частинок.

Ізотопи

Різновиди атомів однієї й тієї ж елемента, мають однаковий заряд ядра, але різне масове число, називаються ізотопами.

Слово ізотопскладається з двох грецьких слів:isos- однаковий і topos- місце, що означає «що займає одне місце» (клітину) в Періодичній системі елементів.

Хімічні елементи, що у природі, є сумішшю ізотопів. Так, вуглець має три ізотопи з масою $ 12, 13, 14 $; кисень - три ізотопи з масою $16, 17, 18$ і т.д.

Зазвичай приводна в Періодичній системі відносна атомна маса хімічного елемента є середнім значенням атомних мас природної суміші ізотопів даного елемента з урахуванням їх відносного вмісту в природі, тому значення атомних мас часто є дробовими. Наприклад, атоми природного хлору є сумішшю двох ізотопів - $35$ (їх у природі $75%$) і $37$ (їх $25%$); отже, відносна атомна маса хлору дорівнює $35.5$. Ізотопи хлору записуються так:

$↖(35)↙(17)(Cl)$ і $↖(37)↙(17)(Cl)$

Хімічні властивості ізотопів хлору абсолютно однакові, як і ізотопів більшості хімічних елементів, наприклад, калію, аргону:

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

Однак ізотопи водню сильно розрізняються за властивостями через різке збільшення їх відносної атомної маси; їм навіть присвоєно індивідуальні назви та хімічні знаки: протий - $↖(1)↙(1)(H)$; дейтерій - $↖(2)↙(1)(H)$, або $↖(2)↙(1)(D)$; тритій - $↖(3)↙(1)(H)$, або $↖(3)↙(1)(T)$.

Тепер можна дати сучасне, суворіше і наукове визначення хімічного елементу.

Хімічний елемент – це сукупність атомів з однаковим зарядом ядра.

Будова електронних оболонок атомів елементів перших чотирьох періодів

Розглянемо відображення електронних конфігурацій атомів елементів за періодами системи Д. І. Менделєєва.

Елементи першого періоду.

Схеми електронної будови атомів показують розподіл електронів за електронними шарами (енергетичними рівнями).

Електронні формули атомів показують розподіл електронів за енергетичними рівнями та під рівнями.

Графічні електронні формули атомів показують розподіл електронів як за рівнями й під рівнями, а й у орбіталям.

В атомі гелію перший електронний шар завершено - у ньому $2$ електрона.

Водень та гелій - $s$-елементи, у цих атомів заповнюється електронами $s$-орбіталь.

Елементи другого періоду.

У всіх елементів другого періоду перший електронний шар заповнений, і електрони заповнюють $s-$ і $р$-орбіталі другого електронного шару відповідно до принципу найменшої енергії (спочатку $s$, а потім $р$) та правил Паулі та Хунда.

В атомі неону другий електронний шар завершено – у ньому $8$ електронів.

Елементи третього періоду.

У атомів елементів третього періоду перший і другий електронні шари завершені, тому заповнюється третій електронний шар, в якому електрони можуть займати 3s-, 3р- та 3d-під рівні.

Будова електронних оболонок атомів елементів третього періоду

У атома магнію добудовується $3,5-електронна орбіталь. $Na$ і $Mg$ - $s$-елементи.

У алюмінію та наступних елементів заповнюється електронами $3d$-підрівень.

$↙(18)(Ar)$ Аргон

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

В атомі аргону на зовнішньому шарі (третій електронний шар) $8$ електронів. Як зовнішній шар завершений, але всього в третьому електронному шарі, як ви вже знаєте, може бути 18 електронів, а це означає, що елементи третього періоду залишаються незаповненими $3d$-орбіталі.

Усі елементи від $Al$ до $Ar$ - $р$ -Елементи.

$s-$ і $р$ -Елементиутворюють головні підгрупиу Періодичній системі.

Елементи четвертого періоду.

У атомів калію та кальцію утворюється четвертий електронний шар, заповнюється $4s$-підрівень, т.к. він має меншу енергію, ніж $3d$-підрівень. Для спрощення графічних електронних формул атомів елементів четвертого періоду:

позначимо умовно графічну електронну формулу аргону так: $ Ar $;
не зображуватимемо підрівні, які у цих атомів не заповнюються.

$К, Са$ - $s$ -Елементи,що входять до основних підгруп. У атомів від $Sc$ до $Zn$ заповнюється електронами 3d-підрівень. Це $3d$-елементи. Вони входять у побічні підгрупи,у них заповнюється зовнішній електронний шар, їх відносять до перехідним елементам.

Зверніть увагу на будову електронних оболонок атомів хрому та міді. У них відбувається «провал» одного електрона з $4s-$ на $3d$-підрівень, що пояснюється більшою енергетичною стійкістю електронних конфігурацій, що утворюються при цьому $3d^5$ і $3d^(10)$:

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

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

Символ елемента, порядковий номер, назва	Схема електронної будови	Електронна формула	Графічна електронна формула
$↙(19)(K)$ Калій		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$
$↙(20)(C)$ Кальцій		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$
$↙(21)(Sc)$ Скандій		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ або $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$
$↙(22)(Ti)$ Титан		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ або $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$
$↙(23)(V)$ Ванадій		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ або $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$
$↙(24)(Сr)$ Хром		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ або $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$
$↙(29)(Сu)$ Хром		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ або $1s^2(2)s^2(2) )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$
$↙(30)(Zn)$ Цинк		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ або $1s^2(2)s^2(2) )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$
$↙(31)(Ga)$ Галій		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ або $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$
$↙(36)(Kr)$ Криптон		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ або $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$

В атомі цинку третій електронний шар завершено - в ньому заповнені всі рівні $3s, 3р$ і $3d$, всього на них $18$ електронів.

У наступних за цинком елементів продовжує заповнюватись четвертий електронний шар, $4р$-підрівень. Елементи від $Ga$ до $Кr$ - $р$ -Елементи.

У атома криптону зовнішній (четвертий) шар завершений, має $8$ електронів. Але всього в четвертому електронному шарі, як ви знаєте, може бути $32$; у атома криптону поки що залишаються незаповненими $4d-$ і $4f$-підрівні.

У елементів п'ятого періоду йде заповнення підрівнів у такому порядку: $5s → 4d → 5р$. І також зустрічаються винятки, пов'язані з «провалом» електронів, у $↙(41)Nb$, $↙(42)Мо$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙(46) Pd$, $↙(47)Ag$. У шостому та сьомому періодах з'являються $f$ -Елементи, тобто. елементи, які мають заповнення відповідно $4f-$ і $5f$-подуровней третього зовні електронного шару.

$4f$ -Елементиназивають лантаноїдами.

$5f$ -Елементиназивають актиноїдами.

Порядок заповнення електронних підрівнів в атомах елементів шостого періоду: $↙(55)Cs$ і $↙(56)$ - $6s$-елементи; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-елемент; $↙(58)Се$ – $↙(71)Lu - 4f$-елементи; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-елементи; $↙(81)Т1$ – $↙(86)Rn - 6d$-елементи. Але й тут зустрічаються елементи, які порушують порядок заповнення електронних орбіталей, що, наприклад, пов'язані з більшої енергетичної стійкістю наполовину і повністю заповнених $f$-подуровней, тобто. $nf^7$ і $nf^(14)$.

Залежно від того, який рівень атома заповнюється електронами останнім, всі елементи, як ви вже зрозуміли, ділять на чотири електронні сімейства, або блоки:

$s$ -Елементи;електронами заповнюється $s$-підрівень зовнішнього рівняатома; до $s$-елементів відносяться водень, гелій та елементи головних підгруп I та II груп;
$р$ -Елементи;електронами заповнюється $р$-підрівень зовнішнього рівня атома; до $р$-елементів відносяться елементи головних підгруп III-VIII груп;
$d$ -Елементи;електронами заповнюється $d$-підрівень попереднього рівня атома; до $d$-елементів відносяться елементи побічних підгруп I-VIII груп, тобто. елементи вставних декад великих періодів, розташованих між $s-$ та $р-$елементами. Їх також називають перехідними елементами;
$f$ -Елементи;електронами заповнюється $f-$ під рівень третього зовні рівня атома; до них відносяться лантаноїди та актиноїди.

Електронна конфігурація атома. Основний та збуджений стан атомів

Швейцарський фізик В. Паулі в $1925 $ встановив, що в атомі на одній орбіталі може бути не більше двох електронів, мають протилежні (антипаралельні) спини (у перекладі з англійської - веретено), тобто. що володіють такими властивостями, які умовно можна уявити як обертання електрона навколо своєї уявної осі за годинниковою стрілкою або проти. Цей принцип має назву принципу Паулі.

Якщо на орбіталі знаходиться один електрон, він називається неспаренимякщо два, то це спарені електрони, тобто. електрони із протилежними спинами.

На малюнку показано схему поділу енергетичних рівнів на підрівні.

$s-$ ОрбітальЯк ви вже знаєте, має сферичну форму. Електрон атома водню $(n = 1)$ розташовується на цій орбіталі та неспарений. Тому його електронна формула, або електронна конфігурація, записується так: $1s^1$. В електронних формулах номер енергетичного рівня позначається цифрою, що стоїть перед буквою $(1…)$, латинською літероюпозначають підрівень (тип орбіталі), а цифра, що записується праворуч зверху від літери (як показник ступеня), показує число електронів на підрівні.

Для атома гелію Не, що має два спарені електрони на одній $s-$орбіталі, ця формула: $1s^2$. Електронна оболонка атома гелію завершена та дуже стійка. Гелій – це благородний газ. На другому енергетичному рівні $(n = 2)$ є чотири орбіталі, одна $s$ і три $р$. Електрони $s$-орбіталі другого рівня ($2s$-орбіталі) мають більш високу енергію, т.к. знаходяться на більшій відстані від ядра, ніж електрони $1s$-орбіталі $(n=2)$. Взагалі для кожного значення $n$ існує одна $s-$орбіталь, але з відповідним запасом енергії електронів на ньому і, отже, з відповідним діаметром, що зростає в міру збільшення значення $n$.$s-$Орбіталь, як ви вже знаєте має сферичну форму. Електрон атома водню $(n = 1)$ розташовується на цій орбіталі та неспарений. Тому його електронна формула, або електронна конфігурація, записується так: $1s^1$. В електронних формулах номер енергетичного рівня позначається цифрою, що стоїть перед літерою $(1…)$, латинською літерою позначають підрівень (тип орбіталі), а цифра, що записується праворуч від літери (як показник ступеня), показує число електронів на підрівні.

Для атома гелію $Не$, що має два спарених електрони на одній $s-$орбіталі, ця формула: $1s^2$. Електронна оболонка атома гелію завершена та дуже стійка. Гелій – це благородний газ. На другому енергетичному рівні $(n = 2)$ є чотири орбіталі, одна $s$ і три $р$. Електрони $s-$орбіталі другого рівня ($2s$-орбіталі) мають більш високу енергію, т.к. знаходяться на більшій відстані від ядра, ніж електрони $1s$-орбіталі $(n=2)$. Взагалі для кожного значення $n$ існує одна $s-$орбіталь, але з відповідним запасом енергії електронів на ньому і, отже, з відповідним діаметром, що зростає зі збільшенням значення $n$.

$р-$ Орбітальмає форму гантелі, чи об'ємної вісімки. Усі три $р$-орбіталі розташовані в атомі взаємно перпендикулярно вздовж просторових координат, проведених через ядро атома. Слід підкреслити ще раз, що кожен енергетичний рівень (електронний шар), починаючи з $n=2$, має три $р$-орбіталі. Зі збільшенням значення $n$ електрони займають $р$-орбіталі, розташовані великі відстані від ядра і спрямовані по осях $x, y, z$.

У елементів другого періоду $(n = 2)$ заповнюється спочатку одна $s$-орбіталь, а потім три $р$-орбіталі; електронна формула $Li: 1s^(2)2s^(1)$. Електрон $2s^1$ слабше пов'язаний з ядром атома, тому атом літію може легко віддавати його (як ви, очевидно, пам'ятаєте, цей процес називається окисленням), перетворюючись на іон літію $Li^+$.

В атомі берилію Be четвертий електрон також розміщується на $2s$-орбіталі: $1s^(2)2s^(2)$. Два зовнішні електрони атома берилію легко відриваються - $В^0$ при цьому окислюється в катіон $Ве^(2+)$.

У атома бору п'ятий електрон займає $2р$-орбіталь: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$. Далі у атомів $C, N, O, F$ йде заповнення $2р$-орбіталей, яке закінчується у благородного газу неону: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$.

У елементів третього періоду заповнюються відповідно $3s-$ та $3р$-орбіталі. П'ять $d$-орбіталей третього рівня при цьому залишаються вільними:

$↙(11)Na 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,

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

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

Іноді у схемах, що зображують розподіл електронів в атомах, вказують лише число електронів кожному енергетичному рівні, тобто. записують скорочені електронні формули атомів хімічних елементів, на відміну від наведених вище повних електронних формул, наприклад:

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

У елементів великих періодів (четвертого і п'ятого) перші два електрони займають відповідно $4s-$ і $5s$-орбіталі: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2, 8, 18, 8, 2 $. Починаючи з третього елемента кожного великого періоду, наступні десять електронів надійдуть на попередні $3d-$ і $4d-$орбіталі відповідно (у елементів побічних підгруп): $↙(23)V 2, 8, 11, 2;$ $↙(26)Fr 2, 8, 14, 2; $ $ ↙ (40) Zr 2, 8, 18, 10, 2; $ $ ↙ (43) Tc 2, 8, 18, 13, 2 $. Як правило, коли буде заповнений попередній $d$-підрівень, почне заповнюватися зовнішній (відповідно $4р-$ і $5р-$) $р-$підрівень: $↙(33)As 2, 8, 18, 5;$ $ ↙(52)Te 2, 8, 18, 18, 6$.

У елементів великих періодів - шостого та незавершеного сьомого - електронні рівні та підрівні заповнюються електронами, як правило, так: перші два електрони надходять на зовнішній $s-$підрівень: $↙(56)Ba 2, 8, 18, 18, 8, 2; $ $ ↙ (87) Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1 $; наступний один електрон (у $La$ і $Са$) на попередній $d$-підрівень: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ і $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2 $.

Потім наступні $14$ електронів надійдуть на третій зовні енергетичний рівень, на $4f$ і $5f$-орбіталі відповідно лантоноїдів та актиноїдів: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2;$ $↙(92 ) U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2 $.

Потім знову почне забудовуватися другий зовні енергетичний рівень ($d$-підрівень) у елементів побічних підгруп: $ ↙ (73) Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2; $ $ ↙ (104) , 32, 32, 10, 2 $. І, нарешті, тільки після повного заповнення десятьма електронами $d$-підрівня знову буде заповнюватися $р$-під рівень: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.

Дуже часто будову електронних оболонок атомів зображують за допомогою енергетичних або квантових осередків - записують так звані графічні електронні формули. Для цього запису використовують наступні позначення: кожний квантовий осередок позначається клітиною, яка відповідає одній орбіталі; кожен електрон позначається стрілкою, що відповідає напрямку спина. При записі графічного електронної формулислід пам'ятати два правила: принцип Паулі, згідно з яким в осередку (орбіталі) може бути не більше двох електронів, але з антипаралельними спинами, і правило Ф. Хунда, згідно з яким електрони займають вільні осередки спочатку по одному і мають при цьому однакове значенняспина, і лише потім спаровуються, але спини у своїй, за принципом Паулі, будуть протилежно спрямованими.