Електронна структура f. Структурата на електронната обвивка на атома

Химикалите са нещата, които изграждат света около нас.

Свойствата на всяко химично вещество се разделят на два вида: това са химични, които характеризират способността му да образува други вещества, и физични, които се наблюдават обективно и могат да се разглеждат изолирано от химически трансформации. Например физичните свойства на дадено вещество са неговите агрегатно състояние(твърдо, течно или газообразно), топлопроводимост, топлинен капацитет, разтворимост в различни среди(вода, алкохол и др.), плътност, цвят, вкус и др.

Трансформации на някои химически веществав други вещества се наричат химични явления или химични реакции. Трябва да се отбележи, че има и физически явления, които очевидно са придружени от промяна в някои физични свойствавещества, без да се превръщат в други вещества. Да се физични явления, например, включват топенето на лед, замразяването или изпаряването на водата и т.н.

За това, че в хода на всеки процес има a химическо явление, можем да заключим, като наблюдаваме характеристики химична реакциякато промяна на цвета, утаяване, отделяне на газ, отделяне на топлина и/или светлина.

Така например може да се направи заключение за хода на химичните реакции, като се наблюдава:

Образуването на утайка при кипене на вода, наречено котлен камък в ежедневието;

Отделянето на топлина и светлина при горене на огън;

Промяна на цвета на парче прясна ябълка във въздуха;

Образуването на газови мехурчета по време на ферментацията на тестото и др.

Най-малките частици материя, които в процеса на химични реакции практически не претърпяват промени, а само по нов начин се свързват помежду си, се наричат атоми.

Самата идея за съществуването на такива единици материя възниква през древна Гърцияв съзнанието на древните философи, което всъщност обяснява произхода на термина "атом", тъй като "atomos" буквално преведено от гръцки означава "неделим".

Въпреки това, противно на идеята на древногръцките философи, атомите не са абсолютният минимум на материята, т.е. сами по себе си имат сложна структура.

Всеки атом се състои от така наречените субатомни частици - протони, неутрони и електрони, означени съответно със символите p + , n o и e - . Горният индекс в използваната нотация показва, че протонът има единица положителен заряд, електронът е единичен отрицателен заряд, а неутронът няма заряд.

Що се отнася до качествената структура на атома, всеки атом има всички протони и неутрони, концентрирани в така нареченото ядро, около което електроните образуват електронна обвивка.

Протонът и неутронът имат практически еднакви маси, т.е. m p ≈ m n , а масата на електрона е почти 2000 пъти по-малка от масата на всеки от тях, т.е. m p / m e ≈ m n / m e ≈ 2000.

Тъй като основното свойство на атома е неговата електрическа неутралност и зарядът на един електрон е равен на заряда на един протон, от това може да се заключи, че броят на електроните във всеки атом е равен на броя на протоните.

Така например таблицата по-долу показва възможния състав на атомите:

Типът атоми с еднакъв ядрен заряд, т.е. с същото числопротоните в техните ядра се наричат химичен елемент. Така от таблицата по-горе можем да заключим, че atom1 и atom2 принадлежат към един химичен елемент, а atom3 и atom4 принадлежат към друг химичен елемент.

Всеки химичен елемент има свое име и индивидуален символ, който се чете по определен начин. Така например най-простият химичен елемент, чиито атоми съдържат само един протон в ядрото, има името "водород" и се обозначава със символа "H", който се чете като "пепел" и химичния елемент с ядрен заряд +7 (т.е. съдържащ 7 протона) - "азот", има символа "N", който се чете като "en".

Както можете да видите от таблицата по-горе, атомите на един химичен елементмогат да се различават по броя на неутроните в ядрата.

Атоми, принадлежащи към един и същ химичен елемент, но имащи различно количествонеутроните и, като следствие, масата, се наричат изотопи.

Така например химичният елемент водород има три изотопа - 1 H, 2 H и 3 H. Индексите 1, 2 и 3 над символа H означават общия брой неутрони и протони. Тези. знаейки, че водородът е химичен елемент, който се характеризира с факта, че има един протон в ядрата на неговите атоми, можем да заключим, че изобщо няма неутрони в изотопа 1 H (1-1 = 0), в изотопа 2 H - 1 неутрон (2-1=1) и в изотопа 3 H - два неутрона (3-1=2). Тъй като, както вече беше споменато, неутронът и протонът имат еднакви маси и масата на електрона е незначителна в сравнение с тях, това означава, че 2H изотопът е почти два пъти по-тежък от 1H изотопа, а 3H изотопът е три пъти по-тежък. Във връзка с такова голямо разпространение в масите на изотопите на водорода изотопите 2H и 3H дори получиха отделни индивидуални имена и символи, което не е характерно за никой друг химичен елемент. Изотопът 2H е наречен деутерий и е получил символа D, а изотопът 3H е наречен тритий и е получил символа T.

Ако вземем масата на протона и неутрона като единица и пренебрегнем масата на електрона, всъщност горният ляв индекс, в допълнение към общия брой протони и неутрони в атома, може да се счита за неговата маса и следователно този индекс се нарича масово числои се означават със символа А. Тъй като протоните са отговорни за заряда на ядрото на всеки атом и зарядът на всеки протон условно се счита за +1, броят на протоните в ядрото се нарича зарядно число (Z ). Означавайки броя на неутроните в атома с буквата N, математически връзката между масовото число, зарядното число и броя на неутроните може да се изрази като:

Според модерни идеи, електронът има двойна природа (вълнова частица). Има свойствата както на частица, така и на вълна. Подобно на частица, електронът има маса и заряд, но в същото време потокът от електрони, като вълна, се характеризира със способността за дифракция.

За да се опише състоянието на електрон в атом, се използват представяния квантова механика, според която електронът няма определена траектория на движение и може да се намира във всяка точка на пространството, но с различни вероятности.

Областта от пространството около ядрото, където е най-вероятно да се намери електрон, се нарича атомна орбитала.

Една атомна орбитала може да има разнообразна форма, размер и ориентация. Атомната орбитала се нарича още електронен облак.

Графично една атомна орбитала обикновено се обозначава като квадратна клетка:

Квантовата механика е изключително сложна математически апарат, така че в рамките училищен курсхимия, се разглеждат само последиците от квантовата механична теория.

Според тези следствия, всяка атомна орбитала и електрон, разположен върху нея, се характеризират изцяло с 4 квантови числа.

Основното квантово число - n - определя общата енергия на електрона в дадена орбитала. Диапазонът от стойности на основното квантово число е всичко цели числа, т.е. n = 1,2,3,4, 5 и т.н.
Орбиталното квантово число - l - характеризира формата на атомната орбитала и може да приема всякакви цели числа от 0 до n-1, където n, припомнете си, е основното квантово число.

Орбитали с l = 0 се наричат с-орбитали. s-орбиталите са сферични и нямат посока в пространството:

Орбитали с l = 1 се наричат стр-орбитали. Тези орбитали имат формата на триизмерна осмица, т.е. формата, получена чрез завъртане на осмицата около оста на симетрия и външно прилича на дъмбел:

Орбитали с l = 2 се наричат д-орбитали, и с l = 3 – f-орбитали. Тяхната структура е много по-сложна.

3) Магнитното квантово число - m l - определя пространствената ориентация на определена атомна орбитала и изразява проекцията орбитален импулсимпулс на посока магнитно поле. Магнитното квантово число m l съответства на ориентацията на орбиталата спрямо посоката на вектора на силата на външното магнитно поле и може да приема всякакви цели числа от –l до +l, включително 0, т.е. обща сумавъзможните стойности са (2l+1). Така например при l = 0 m l = 0 (една стойност), при l = 1 m l = -1, 0, +1 (три стойности), при l = 2 m l = -2, -1, 0, + 1 , +2 (пет стойности на магнитното квантово число) и др.

Така например p-орбиталите, т.е. орбитали с орбитално квантово число l = 1, имащи формата на "триизмерна осмица", съответстват на три стойности на магнитното квантово число (-1, 0, +1), което от своя страна съответства до три посоки в пространството, перпендикулярни една на друга.

4) Квантовото число на спина (или просто спин) - m s - може условно да се счита за отговорно за посоката на въртене на електрона в атома, то може да приема стойности. Електроните с различни спинове са обозначени с вертикални стрелки, сочещи навътре различни страни: ↓ и .

Наборът от всички орбитали в един атом, които имат еднаква стойност на главното квантово число, се нарича енергийно ниво или електронна обвивка. Всеки произволен енергийно нивос някакъв номер n се състои от n 2 орбитали.

Наборът от орбитали с еднакви стойности на главното квантово число и орбиталното квантово число е енергийно подниво.

Всяко енергийно ниво, което съответства на главното квантово число n, съдържа n поднива. От своя страна всяко енергийно подниво с орбитално квантово число l се състои от (2l+1) орбитали. Така s-подслоят се състои от една s-орбитала, p-подслоят - три p-орбитали, d-подслоят - пет d-орбитали, а f-подслоят - седем f-орбитали. Тъй като, както вече беше споменато, една атомна орбитала често се означава с единица квадратна клетка, тогава s-, p-, d- и f-поднивата могат да бъдат представени графично, както следва:

Всяка орбитала съответства на индивидуален строго определен набор от три квантови числа n, l и m l.

Разпределението на електроните в орбиталите се нарича електронна конфигурация.

Запълването на атомните орбитали с електрони става в съответствие с три условия:

Принципът на минимална енергия: Електроните запълват орбиталите, започвайки от най-ниското енергийно подниво. Последователността на поднивата в ред на нарастване на енергията е както следва: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;

За да улесните запомнянето на тази последователност от попълване на електронни поднива, следната графична илюстрация е много удобна:

принцип на Паули: Всяка орбитала може да побере най-много два електрона.

Ако в орбиталата има един електрон, тогава той се нарича несдвоен, а ако има два, тогава те се наричат електронна двойка.

Правилото на Хунд: най-стабилното състояние на атома е това, при което в рамките на едно подниво атомът има максималния възможен брой несдвоени електрони. Това най-стабилно състояние на атома се нарича основно състояние.

Всъщност горното означава, че например разполагането на 1-ви, 2-ри, 3-ти и 4-ти електрони на три орбитали на p-поднивото ще се извърши по следния начин:

Запълването на атомни орбитали от водород, който има зарядно число 1, до криптон (Kr) със зарядно число 36, ще се извърши, както следва:

Подобно представяне на реда, в който са запълнени атомните орбитали, се нарича енергийна диаграма. Въз основа на електронните диаграми на отделните елементи можете да запишете техните така наречени електронни формули (конфигурации). Така например елемент с 15 протона и в резултат на това 15 електрона, т.е. фосфор (P) ще има следната енергийна диаграма:

Когато се преведе в електронна формула, фосфорният атом ще приеме формата:

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

Числата с нормален размер отляво на символа на поднивото показват номера на енергийното ниво, а горните индекси вдясно на символа на поднивото показват броя на електроните в съответното подниво.

По-долу са електронните формули на първите 36 елемента на D.I. Менделеев.

месечен цикъл	Артикул №	символ	заглавие	електронна формула
аз	1	з	водород	1s 1
аз	2	Той	хелий	1s2
II	3	Ли	литий	1s2 2s1
	4	Бъда	берилий	1s2 2s2
	5	б	бор	1s 2 2s 2 2p 1
	6	° С	въглерод	1s 2 2s 2 2p 2
	7	н	азот	1s 2 2s 2 2p 3
	8	О	кислород	1s 2 2s 2 2p 4
	9	Е	флуор	1s 2 2s 2 2p 5
	10	не	неон	1s 2 2s 2 2p 6
III	11	Na	натрий	1s 2 2s 2 2p 6 3s 1
	12	мг	магнезий	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2
	13	Ал	алуминий	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1
	14	Si	силиций	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2
	15	П	фосфор	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3
	16	С	сяра	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4
	17	кл	хлор	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
	18	Ар	аргон	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6
IV	19	К	калий	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1
	20	ок	калций	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2
	21	sc	скандий	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1
	22	Ти	титан	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2
	23	V	ванадий	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3
	24	Кр	хром	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 сна дподниво
	25	Мн	манган	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5
	26	Fe	желязо	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6
	27	ко	кобалт	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7
	28	Ni	никел	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8
	29	Cu	мед	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 сна дподниво
	30	Zn	цинк	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10
	31	Ga	галий	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1
	32	Ge	германий	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2
	33	Като	арсен	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3
	34	Se	селен	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4
	35	бр	бром	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5
	36	кр	криптон	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6

Както вече споменахме, в основното си състояние електроните в атомните орбитали са подредени според принципа на най-малката енергия. Въпреки това, при наличието на празни p-орбитали в основното състояние на атома, често, когато му се придаде излишна енергия, атомът може да бъде прехвърлен в така нареченото възбудено състояние. Така например един борен атом в своето основно състояние има електронна конфигурация и енергийна диаграма със следната форма:

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

И във възбудено състояние (*), т.е. когато се придаде малко енергия на борния атом, неговата електронна конфигурация и енергийна диаграма ще изглеждат така:

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

В зависимост от това кое подниво в атома е запълнено последно, химичните елементи се делят на s, p, d или f.

Намиране на s, p, d и f-елементи в таблицата D.I. Менделеев:

s-елементите имат последното s-подниво, което трябва да бъде запълнено. Тези елементи включват елементи от основните (отляво в клетката на таблицата) подгрупи от групи I и II.
За p-елементите p-поднивото е запълнено. P-елементите включват последните шест елемента от всеки период, с изключение на първия и седмия, както и елементи от основните подгрупи на III-VIII групи.
d-елементите са разположени между s- и p-елементите в големи периоди.
f-елементите се наричат лантаниди и актиниди. Те са поставени в долната част на таблицата от D.I. Менделеев.

Периодична система от елементи на Менделеев. Структурата на атома.

ПЕРИОДИЧНА СИСТЕМА НА ЕЛЕМЕНТИТЕ МЕНДЕЛЕЕВ - класификация на хим. елементи, създадени от рус. учен Д. И. Менделеев въз основа на откритите от него периодични издания (през 1869 г.). закон.

Модерен формулировка на периода. закон: Ст-ва елементи (проявени в прости-вах и съединения) са в период. зависимост от заряда на ядрата на техните атоми.

Зарядът на атомното ядро Z е равен на атомния (порядък) номер на химикала. елемент в P. s. д. M. Ако подредите всички елементи във възходящ ред Z. (водород H, Z = 1; хелий He, Z = 2; литий Li, Z = 3; берилий Be, Z = 4 и т.н.), тогава те образуват 7 периода. Във всеки от тези периоди се наблюдава закономерна промяна в St-in елементите, от първия елемент на периода (алкален метал) до последния (благороден газ). Първият период съдържа 2 елемента, 2-ри и 3-ти - по 8 елемента, 4-ти и 5-ти - по 18, 6-ти - 32. В 7-ми период са известни 19 елемента. Вторият и третият период обикновено се наричат малки, всички следващи - големи. Ако подредите периодите под формата на хоризонтални редове, тогава в получените. В таблицата ще бъдат намерени 8 вертикала. колони; това са групи от елементи, сходни по своята св. на вас.

Свойствата на елементите в рамките на групите също редовно се променят в зависимост от увеличаването на Z. Например, в групата Li - Na - K - Rb - Cs - Fr, химикалът се увеличава. активността на метала, засилен DOS. характер на оксидите и хидроксидите.

От теорията за структурата на атома следва, че периодичността на светите елементи се дължи на законите за образуване на електронни обвивки около ядрото. С увеличаване на елемента Z атомът става по-сложен - броят на електроните около ядрото се увеличава и идва момент, в който запълването на една електронна обвивка завършва и започва образуването на следващата, външна обвивка. В системата на Менделеев това съвпада с началото на нов период. Елементите с 1, 2, 3 и т.н. електрони в нова обвивка са подобни в St. за вас на онези елементи, които също са имали 1, 2, 3 и т.н. външни електрони, въпреки че броят им е вътрешен. имаше една (или няколко) по-малко електронни обвивки: Na е подобен на Li (един външен електрон), Mg - на Be (2 външни електрона); A1 - на B (3 външни електрона) и т.н. С позицията на елемента в P. s. д. М. свързани с неговата хим. и много други. физически св.

Предложен набор (приблизително 1000) графика с опции. изображения P. s. д. М. Най-често срещаните 2 варианта на П. с. д. М. - къси и дълги маси; в.-л. между тях няма принципна разлика. Приложен е един от вариантите за кратка маса. В таблицата номерата на периодите са дадени в първата колона (означени с арабски цифри 1 - 7). Номерата на групите са посочени отгоре с римски цифри I - VIII. Всяка група е разделена на две подгрупи - а и б. Наборът от елементи, оглавявани от елементи с малки периоди, понякога наричани. основните подгрупи a-m и (Li води подгрупата на алкалните метали. F - халогени, He - инертни газове и др.). В този случай се наричат останалите подгрупи от елементи с големи периоди. страна.

Елементи с Z = 58 - 71 поради особената близост на структурата на техните атоми и сходството на химичния им състав. Светците съставляват семейството на лантанидите, което е включено в група III, но за удобство е поставено в долната част на таблицата. Елементите с Z = 90 - 103 често се разделят в семейството на актинидите по същите причини. Те са последвани от елемент с Z = 104 - kurchatov и елемент с Z = 105 (виж Nilsborium). През юли 1974 г. сов. физици съобщиха за откриването на елемент с Z = 106, а през ян. 1976 г. - елементи с Z = 107. По-късно са синтезирани елементи с Z = 108 и 109. Ниж. П. граничи с. д. М. е известно - дава се от водород, тъй като не може да има елемент с ядрен заряд по-малък от единица. Въпросът е каква е горната граница на P. s. д. М., т.е. до каква пределна стойност могат да достигнат изкуствата. синтез на елементи остава неразрешен. (Тежките ядра са нестабилни, така че америций с Z = 95 и следващите елементи не се срещат в природата, а се получават при ядрени реакции; обаче в областта на по-отдалечените трансуранови елементи се очаква появата на така наречените острови на стабилност , по-специално за Z = 114.) чл. синтез на нови елементи периодичен. закон и П.с. д. М. играят първостепенна роля. Законът и системата на Менделеев са сред най-важните обобщения на естествознанието, те са в основата на модерното. учения за структурата на островите.

Електронната структура на атома.

Този и следващите параграфи описват модели на електронната обвивка на атома. Важно е да се разбере за какво говорим модели. Истинските атоми, разбира се, са по-сложни и ние все още не знаем всичко за тях. Съвременният теоретичен модел на електронната структура на атома обаче позволява успешно да се обяснят и дори предскажат много свойства на химичните елементи, поради което намира широко приложение в естествените науки.

Като начало, нека разгледаме по-подробно "планетарния" модел, предложен от Н. Бор (фиг. 2-3 в).

Ориз. 2-3 инча "Планетарният" модел на Бор.

Датският физик Н. Бор през 1913 г. предлага модел на атома, в който електронните частици се въртят около атомното ядро почти по същия начин, както планетите се въртят около Слънцето. Бор предполага, че електроните в атома могат да съществуват стабилно само в орбити на строго определени разстояния от ядрото. Тези орбити той нарече стационарни. Електронът не може да съществува извън стационарни орбити. Защо това е така, Бор не можа да обясни тогава. Но той показа, че такъв модел може да обясни много експериментални факти (повече за това в раздел 2.7).

Електронните орбити в модела на Бор се означават с цели числа 1, 2, 3, ... н, започвайки от най-близкото до ядрото. По-нататък ще наричаме такива орбити нива. Нивата сами по себе си са достатъчни, за да опишат електронната структура на водородния атом. Но в по-сложните атоми, както се оказа, нивата се състоят от близки по енергия поднива. Например, 2-ро ниво се състои от две поднива (2s и 2p). Третото ниво се състои от 3 поднива (3s, 3p и 3d), както е показано на фиг. 2-6. Четвъртото ниво (не се побираше на снимката) се състои от поднива 4s, 4p, 4d, 4f. В раздел 2.7 ще ви кажем откъде точно идват тези имена на поднива и за физически експерименти, които са направили възможно да се „видят“ електронни нива и поднива в атомите.

Ориз. 2-6. Моделът на Бор за атоми, по-сложни от водородния атом. Чертежът не е начертан в мащаб - всъщност поднивата на едно и също ниво са много по-близо едно до друго.

В електронната обвивка на всеки атом има точно толкова електрони, колкото има протони в ядрото му, така че атомът като цяло е електрически неутрален. Електроните в атома заселват най-близките до ядрото нива и поднива, защото в този случай тяхната енергия е по-малка, отколкото ако заселват по-отдалечени нива. Всяко ниво и подниво може да съдържа само определен брой електрони.

Поднивата от своя страна се състоят от орбитали(не са показани на фигура 2-6). Образно казано, ако електронният облак на атома се сравни с град или улица, където „живеят“ всички електрони на даден атом, то нивото може да се сравни с къща, поднивото с апартамент, а орбиталата с стая за електрони. Всички орбитали на всяко подниво имат еднаква енергия. На s-поднивото има само една "стая" - орбиталната. Има 3 орбитали на p-подниво, 5 на d-подниво и цели 7 орбитали на f-подниво. Във всяка "стая" -орбиталите могат да "живеят" един или два електрона. Забраната за повече от два електрона в една и съща орбитала се нарича паули забрана- кръстен на учения, открил тази важна характеристика на структурата на атома. Всеки електрон в атома има свой собствен "адрес", който се записва като набор от четири числа, наречени "квант". Квантовите числа ще бъдат разгледани подробно в раздел 2.7. Тук споменаваме само основното квантово число н(виж фиг. 2-6), което в "адреса" на електрона показва номера на нивото, на което този електрон съществува.

©2015-2019 сайт
Всички права принадлежат на техните автори. Този сайт не претендира за авторство, но предоставя безплатно използване.
Дата на създаване на страницата: 2016-08-20

Понятието "атом" е познато на човечеството от древна Гърция. Според поговорката на древните философи атомът е най-малката частица, която е част от веществото.

Електронната структура на атома

Атомът се състои от положително заредено ядро, съдържащо протони и неутрони. Електроните се движат по орбити около ядрото, всяка от които може да се характеризира с набор от четири квантови числа: главно (n), орбитално (l), магнитно (m l) и спин (ms или s).

Главното квантово число определя енергията на електрона и размера на електронните облаци. Енергията на електрона зависи главно от разстоянието на електрона от ядрото: колкото по-близо е електронът до ядрото, толкова по-ниска е неговата енергия. С други думи, основното квантово число определя местоположението на електрона на определено енергийно ниво (квантов слой). Главното квантово число има стойностите на поредица от цели числа от 1 до безкрайност.

Орбиталното квантово число характеризира формата на електронния облак. Различната форма на електронните облаци предизвиква промяна в енергията на електроните в рамките на едно и също енергийно ниво, т.е. разделяйки го на енергийни поднива. Орбиталното квантово число може да има стойности от нула до (n-1), общо n стойности. Енергийните поднива се обозначават с букви:

Магнитното квантово число показва ориентацията на орбиталата в пространството. Приема всякакви цели числа от (+l) до (-l), включително нула. Броят на възможните стойности на магнитното квантово число е (2l+1).

Електронът, движещ се в полето на ядрото на атома, в допълнение към орбиталния ъглов импулс, има и собствен ъглов момент, който характеризира неговото вретеновидно въртене около собствената му ос. Това свойство на електрона се нарича спин. Стойността и ориентацията на спина се характеризират с квантовото число на спина, което може да приеме стойностите (+1/2) и (-1/2). Положителните и отрицателните стойности на завъртане са свързани с неговата посока.

Преди всичко по-горе да стане известно и потвърдено експериментално, имаше няколко модела на структурата на атома. Един от първите модели на структурата на атома е предложен от Е. Ръдърфорд, който в експерименти върху разсейването на α-частици показва, че почти цялата маса на атома е концентрирана в много малък обем - положително зареден ядро. Според неговия модел електроните се движат около ядрото на достатъчно голямо разстояние и техният брой е такъв, че като цяло атомът е електрически неутрален.

Моделът на структурата на атома на Ръдърфорд е разработен от Н. Бор, който в своите изследвания също комбинира ученията на Айнщайн за светлинните кванти и квантовата теория на радиацията на Планк. Луи дьо Бройл и Шрьодингер завършиха започнатото и представиха на света модерен модел на структурата на атома на химичния елемент.

Примери за решаване на проблеми

ПРИМЕР 1

Упражнение

Посочете броя на протоните и неутроните, които се съдържат в ядрата на азот (атомен номер 14), силиций (атомен номер 28) и барий (атомен номер 137).

Решение

Броят на протоните в ядрото на атома на химичния елемент се определя от неговия пореден номер в периодичната таблица, а броят на неутроните е разликата между масовото число (M) и ядрения заряд (Z).

Азот:

n(N)=M-Z=14-7=7.

Силиций:

n(Si) \u003d M -Z \u003d 28-14 \u003d 14.

Барий:

n (Ba) \u003d M -Z \u003d 137-56 \u003d 81.

Отговор

Броят на протоните в азотното ядро е 7, неутроните - 7; в ядрото на кремъчния атом има 14 протона, 14 неутрона; в ядрото на бариев атом има 56 протона и 81 неутрона.

ПРИМЕР 2

Упражнение

Подредете енергийните поднива в последователността на запълването им с електрони:

а) 3p, 3d, 4s, 4p;

б) 4г , 5s, 5p, 6s;

в) 4е , 5s , 6p; 4г , 6s;

г) 5d, 6s, 6p, 7s, 4f .

Решение

Енергийните поднива се запълват с електрони в съответствие с правилата на Клечковски. Предпоставка е минималната стойност на сумата от главните и орбиталните квантови числа. S-поднивото се характеризира с числото 0, p - 1, d - 2 и f-3. Второто условие е първо да се запълни поднивото с най-ниска стойност на основното квантово число.

Отговор

а) Орбиталите 3p, 3d, 4s, 4p ще съответстват на числата 4, 5, 4 и 5. Следователно запълването с електрони ще се извърши в следната последователност: 3p, 4s, 3d, 4p.

б) Орбитали 4г , 5s, 5p, 6s ще съответстват на числата 7, 5, 6 и 6. Следователно запълването с електрони ще се случи в следната последователност: 5s, 5p, 6s, 4d.

в) Орбитали 4f , 5s , 6p; 4г , 6s ще съответстват на числата 7, 5, 76 и 6. Следователно запълването с електрони ще се случи в следната последователност: 5s, 4d , 6s, 4f, 6p.

г) Орбиталите 5d, 6s, 6p, 7s, 4f ще съответстват на числата 7, 6, 7, 7 и 7. Следователно запълването с електрони ще се случи в следната последователност: 6s, 4f, 5d, 6p, 7s.

Тъй като ядрата на реагиращите атоми остават непроменени по време на химичните реакции (с изключение на радиоактивните трансформации), химичните свойства на атомите зависят от структурата на техните електронни обвивки. Теория електронна структура на атомавъз основа на апарата на квантовата механика. По този начин структурата на енергийните нива на атома може да бъде получена на базата на квантово-механични изчисления на вероятностите за намиране на електрони в пространството около атомното ядро ( ориз. 4.5).

Ориз. 4.5. Схема на разделяне на енергийните нива на поднива

Основите на теорията за електронната структура на атома се свеждат до следните разпоредби: състоянието на всеки електрон в атома се характеризира с четири квантови числа: основното квантово число n = 1, 2, 3,; орбитален (азимутален) l=0,1,2, n–1; магнитен м л = –l, –1,0,1,  л; завъртане м с = -1/2, 1/2 .

Според принцип на Паули, в един и същ атом не може да има два електрона, които имат еднакъв набор от четири квантови числа n,l,m л , м с; набори от електрони с еднакви основни квантови числа n образуват електронни слоеве или енергийни нива на атома, номерирани от ядрото и означени като K, L, M, N, O, P, Q, освен това в енергийния слой с дадената стойност нможе да бъде не повече от 2n 2 електрони. Набори от електрони с еднакви квантови числа ни л, образуват поднива, означени, докато се отдалечават от ядрото като s, p, d, f.

Вероятностното откриване на позицията на електрона в пространството около атомното ядро съответства на принципа на неопределеността на Хайзенберг. Според квантово-механичните концепции електронът в атома няма определена траектория на движение и може да се намира във всяка част от пространството около ядрото, а различните му позиции се разглеждат като електронен облак с определена отрицателна плътност на заряда. Пространството около ядрото, в което най-вероятно се намира електронът, се нарича орбитален. Той съдържа около 90% от електронния облак. Всяко подниво 1s, 2s, 2pи т.н. съответства на определен брой орбитали с определена форма. Например, 1s- и 2s-Орбиталите са сферични и 2т-орбитали ( 2т х , 2стр г , 2стр z-орбитали) са ориентирани във взаимно перпендикулярни посоки и имат формата на дъмбел ( ориз. 4.6).

Ориз. 4.6. Форма и ориентация на електронните орбитали.

По време на химичните реакции атомното ядро не претърпява промени, променят се само електронните обвивки на атомите, чиято структура обяснява много свойства на химичните елементи. Въз основа на теорията за електронния строеж на атома е установен дълбокият физически смисъл на периодичния закон на Менделеев за химичните елементи и е създадена теорията за химичната връзка.

Теоретичната обосновка на периодичната система от химични елементи включва данни за структурата на атома, потвърждаващи наличието на връзка между периодичността на промените в свойствата на химичните елементи и периодичното повторение на подобни видове електронни конфигурации на техните атоми.

В светлината на учението за структурата на атома разделянето на Менделеев на всички елементи на седем периода става оправдано: номерът на периода съответства на броя на енергийните нива на атомите, пълни с електрони. В малки периоди, с увеличаване на положителния заряд на атомните ядра, броят на електроните във външното ниво нараства (от 1 на 2 през първия период и от 1 до 8 във втория и третия период), което обяснява промяната в свойствата на елементите: в началото на периода (с изключение на първия) има алкален метал, след това има постепенно отслабване на металните свойства и увеличаване на неметалните. Тази закономерност може да се проследи за елементите от втория период в таблица 4.2.

Таблица 4.2.

При големи периоди, с увеличаване на заряда на ядрата, запълването на нивата с електрони е по-трудно, което обяснява по-сложната промяна в свойствата на елементите в сравнение с елементите с малки периоди.

Същият характер на свойствата на химичните елементи в подгрупите се обяснява с подобната структура на външното енергийно ниво, както е показано в раздел. 4.3илюстриране на последователността на електронно запълване на енергийни нива за подгрупи алкални метали.

Таблица 4.3.

Номерът на групата, като правило, показва броя на електроните в атома, които могат да участват в образуването на химични връзки. Това е физическото значение на номера на групата. На четири места в периодичната таблица елементите не са във възходящ ред на атомните маси: Ари К,кои Ni,Tди аз,Thи татко. Тези отклонения се считат за недостатъци на периодичната таблица на химичните елементи. Учението за структурата на атома обясни тези отклонения. Експерименталното определяне на ядрените заряди показа, че разположението на тези елементи съответства на увеличаване на зарядите на техните ядра. В допълнение, експерименталното определяне на зарядите на атомните ядра направи възможно определянето на броя на елементите между водорода и урана, както и броя на лантанидите. Сега всички места в периодичната система са попълнени в интервала от Z=1преди Z=114Въпреки това, периодичната таблица не е пълна, възможно е откриването на нови трансуранови елементи.

Нека да разгледаме как е изграден атомът. Имайте предвид, че ще говорим само за модели. На практика атомите са много по-сложна структура. Но благодарение на съвременните разработки, ние сме в състояние да обясним и дори успешно да предвидим свойства (дори и не всички). И така, каква е структурата на атома? От какво е направено"?

Планетарен модел на атома

За първи път е предложен от датския физик Н. Бор през 1913 г. Това е първата теория за структурата на атома, основана на научни факти. Освен това тя постави основите на съвременната тематична терминология. При него електроните-частици произвеждат въртеливи движения около атома на същия принцип като планетите около Слънцето. Бор предполага, че те могат да съществуват само в орбити, разположени на строго определено разстояние от ядрото. Защо точно, ученият от позицията на науката не можа да обясни, но такъв модел беше потвърден от много експерименти. Използвани са цели числа за обозначаване на орбитите, като се започне с единицата, която е номерирана най-близо до ядрото. Всички тези орбити се наричат още нива. Водородният атом има само едно ниво, на което се върти един електрон. Но сложните атоми имат повече нива. Те са разделени на компоненти, които обединяват електрони, близки по енергиен потенциал. И така, вторият вече има две поднива - 2s и 2p. Третият вече има три - 3s, 3p и 3d. И така нататък. Първо се „заселват“ поднивата по-близо до ядрото, а след това и далечните. Всеки от тях може да задържи само определен брой електрони. Но това не е краят. Всяко подниво е разделено на орбитали. Нека направим сравнение с обикновения живот. Електронният облак на атома е сравним с град. Нивата са улици. Подниво - частна къща или апартамент. Орбитална - стая. Всеки от тях "живее" един или два електрона. Всички те са с конкретни адреси. Това беше първата схема на структурата на атома. И накрая, за адресите на електроните: те се определят от набори от числа, които се наричат "квантови".

вълнов модел на атом

Но с течение на времето планетарният модел е ревизиран. Предложена е втора теория за структурата на атома. Той е по-съвършен и позволява да се обяснят резултатите от практическите експерименти. Вълновият модел на атома, предложен от Е. Шрьодингер, замени първия. Тогава вече беше установено, че електронът може да се прояви не само като частица, но и като вълна. Какво направи Шрьодингер? Той прилага уравнение, описващо движението на вълна в. По този начин може да се намери не траекторията на електрона в атома, а вероятността за откриването му в определена точка. И двете теории се обединяват от факта, че елементарните частици са на определени нива, поднива и орбитали. Тук приликата на моделите свършва. Нека ви дам един пример - във вълновата теория орбитала е област, където е възможно да се намери електрон с вероятност от 95%. Останалата част от пространството представлява 5%, но в крайна сметка се оказа, че характеристиките на структурата на атомите са изобразени с помощта на вълнов модел, въпреки факта, че използваната терминология е обща.

Концепцията за вероятност в този случай

Защо е използван този термин? Хайзенберг формулира принципа на неопределеността през 1927 г., който сега се използва за описание на движението на микрочастиците. Тя се основава на тяхната фундаментална разлика от обикновените физически тела. Какво е? Класическата механика приема, че човек може да наблюдава явления, без да ги засяга (наблюдение на небесни тела). Въз основа на получените данни е възможно да се изчисли къде ще бъде обектът в определен момент от времето. Но в микрокосмоса нещата задължително са различни. Така например, да се наблюдава електрон, без да се повлияе на него, сега не е възможно, защото енергиите на инструмента и на частицата са несравними. Това води до промяна на местоположението на елементарна частица, състояние, посока, скорост на движение и други параметри. И няма смисъл да говорим за точните характеристики. Самият принцип на неопределеността ни казва, че е невъзможно да се изчисли точната траектория на електрона около ядрото. Можете само да посочите вероятността за намиране на частица в определена област от пространството. Това е особеността на структурата на атомите на химичните елементи. Но това трябва да се вземе предвид изключително от учените в практическите експерименти.

Състав на атома

Но нека се съсредоточим върху цялата тема. И така, в допълнение към добре обмислената електронна обвивка, вторият компонент на атома е ядрото. Състои се от положително заредени протони и неутрални неутрони. Всички сме запознати с периодичната таблица. Броят на всеки елемент съответства на броя на протоните, които има. Броят на неутроните е равен на разликата между масата на атома и неговия брой протони. Възможно е да има отклонения от това правило. Тогава казват, че има изотоп на елемента. Структурата на атома е такава, че той е "заобиколен" от електронна обвивка. обикновено е равен на броя на протоните. Масата на последния е около 1840 пъти по-голяма от тази на първия и е приблизително равна на теглото на неутрона. Радиусът на ядрото е около 1/200 000 от диаметъра на атома. Самият той има сферична форма. Това е най-общо структурата на атомите на химичните елементи. Въпреки разликата в масата и свойствата, те изглеждат приблизително еднакви.

Орбити

Говорейки за това каква е схемата на структурата на атома, човек не може да остане мълчалив за тях. Така че има следните видове:

с. Имат сферична форма.
стр. Приличат на обемни осмици или вретено.
d и f. Те имат сложна форма, която е трудно да се опише на официален език.

Електрон от всеки тип може да бъде намерен с вероятност от 95% на територията на съответната орбитала. Представената информация трябва да се приема спокойно, тъй като тя е по-скоро абстрактен математически модел, отколкото физическо реално състояние на нещата. Но с всичко това той има добра предсказваща сила по отношение на химичните свойства на атомите и дори молекулите. Колкото по-далеч от ядрото се намира нивото, толкова повече електрони могат да бъдат поставени върху него. И така, броят на орбиталите може да се изчисли по специална формула: x 2. Тук x е равно на броя на нивата. И тъй като на орбиталата могат да бъдат поставени до два електрона, тогава в крайна сметка формулата за тяхното числено търсене ще изглежда така: 2x 2.

Орбити: технически данни

Ако говорим за структурата на флуорния атом, тогава той ще има три орбитали. Всички те ще бъдат запълнени. Енергията на орбиталите в едно и също подниво е една и съща. За да ги обозначите, добавете номера на слоя: 2s, 4p, 6d. Връщаме се към разговора за структурата на флуорния атом. Ще има две s- и едно p-подниво. Той има девет протона и същия брой електрони. Първо едно s-ниво. Това са два електрона. След това второто s-ниво. Още два електрона. А 5 запълва p-нивото. Ето неговата структура. След като прочетете следното подзаглавие, можете сами да извършите необходимите действия и да се убедите сами. Ако говорим за това кой флуор също принадлежи, тогава трябва да се отбележи, че въпреки че са в една и съща група, те напълно се различават по своите характеристики. И така, тяхната точка на кипене варира от -188 до 309 градуса по Целзий. Така че защо са обединени? Всичко благодарение на химичните свойства. Всички халогени и в най-голяма степен флуорът имат най-висока окислителна способност. Те реагират с метали и могат спонтанно да се запалят при стайна температура без никакви проблеми.

Как се запълват орбитите?

По какви правила и принципи са подредени електроните? Предлагаме ви да се запознаете с трите основни, чиято формулировка е опростена за по-добро разбиране:

Принципът на най-малко енергия. Електроните са склонни да запълват орбиталите в ред на увеличаване на енергията.
принцип на Паули. Една орбитала не може да съдържа повече от два електрона.
Правилото на Хунд. В рамките на едно подниво електроните първо запълват свободните орбитали и едва след това образуват двойки.

Що се отнася до запълването, структурата на атома също ще помогне в този случай, ще стане по-разбираема по отношение на изображението. Следователно, при практическа работа с изграждането на вериги от елементи, е необходимо да го държите под ръка.

Пример

За да обобщите всичко казано в рамките на статията, можете да направите пример за това как електроните на атома са разпределени по техните нива, поднива и орбитали (т.е. каква е конфигурацията на нивото). Може да се покаже като формула, енергийна диаграма или като диаграма на слоевете. Тук има много добри илюстрации, които при внимателно разглеждане помагат да се разбере структурата на атома. И така, първо се запълва първото ниво. Има само едно подниво, в което има само една орбитала. Всички нива се попълват последователно, като се започне от най-малкото. Първо, в рамките на едно подниво, един електрон е поставен във всяка орбитала. След това се създават двойки. И ако има свободни, се превключва на друга тема за пълнене. И сега можете независимо да разберете каква е структурата на азотния или флуорния атом (което беше разгледано по-рано). В началото може да е малко трудно, но можете да се ориентирате, като гледате снимките. За по-голяма яснота нека разгледаме структурата на азотния атом. Той има 7 протона (заедно с неутроните, които изграждат ядрото) и същия брой електрони (които изграждат електронната обвивка). Първо се попълва първото s-ниво. Има 2 електрона. След това идва второто s-ниво. Освен това има 2 електрона. А останалите три са поставени на p-ниво, където всеки от тях заема една орбитала.

Заключение

Както можете да видите, структурата на атома не е толкова трудна тема (ако я подхождате от гледна точка на училищен курс по химия, разбира се). И не е трудно да се разбере тази тема. И накрая, бих искал да ви информирам за някои функции. Например, говорейки за структурата на кислородния атом, знаем, че той има осем протона и 8-10 неутрона. И тъй като всичко в природата има тенденция да се балансира, два кислородни атома образуват молекула, където два несдвоени електрона образуват ковалентна връзка. По подобен начин се образува друга стабилна кислородна молекула, озон (O 3 ). Познавайки структурата на кислородния атом, е възможно правилно да се формулират окислителните реакции, включващи най-често срещаното вещество на Земята.