Kako odrediti elektronsku strukturu atoma. Struktura atoma hemijskih elemenata

Sva materija je sastavljena od vrlo malih čestica tzv atomi . Atom je najmanja čestica hemijskog elementa koja zadržava sva svoja karakteristična svojstva. Da bismo zamislili veličinu atoma, dovoljno je reći da kada bi se mogli postaviti blizu jedan drugome, tada bi milion atoma zauzimalo udaljenost od samo 0,1 mm.

Dalji razvoj nauke o strukturi materije pokazao je da i atom ima složenu strukturu i sastoji se od elektrona i protona. Tako je nastala elektronska teorija strukture materije.

U antičko doba je otkriveno da postoje dvije vrste elektriciteta: pozitivan i negativan. Količina električne energije sadržana u tijelu postala je nazvana naboj. Ovisno o vrsti električne energije koju tijelo posjeduje, naboj može biti pozitivan ili negativan.

Takođe je empirijski utvrđeno da se slični naboji međusobno odbijaju, a suprotni privlače.

Razmislite elektronska struktura atoma. Atomi se sastoje od čak i manjih čestica od njih samih, tzv elektrona.

DEFINICIJA:Elektron je najmanja čestica materije koja ima najmanji negativni električni naboj.

Elektroni se okreću oko centralnog jezgra sastavljenog od jednog ili više protona i neutroni, u koncentričnim orbitama. Elektroni su negativno nabijene čestice, protoni su pozitivni, a neutroni neutralni (slika 1.1).

DEFINICIJA:Proton je najmanja čestica materije koja ima najmanji pozitivni električni naboj.

Postojanje elektrona i protona je van sumnje. Naučnici ne samo da su odredili masu, naboj i veličinu elektrona i protona, već su ih čak natjerali da rade u raznim električnim i radiotehničkim uređajima.

Također je utvrđeno da masa elektrona ovisi o brzini njegovog kretanja i da se elektron ne samo kreće naprijed u prostoru, već i rotira oko svoje ose.

Najjednostavniji po svojoj strukturi je atom vodonika (slika 1.1). Sastoji se od protonskog jezgra i elektrona koji rotiraju oko jezgra velikom brzinom, formirajući vanjsku ljusku (orbitu) atoma. Složeniji atomi imaju više ljuski oko kojih se vrte elektroni.

Ove ljuske se uzastopno pune elektronima iz jezgra (slika 1.2).

Sada analizirajmo . Najudaljenija ljuska se zove valence, a broj elektrona koji sadrži naziva se valence. Što dalje od jezgra valentna ljuska, posljedično, manja je sila privlačenja koju doživljava svaki valentni elektron sa strane jezgra. Dakle, atom povećava sposobnost pričvršćivanja elektrona na sebe ako valentna ljuska nije popunjena i nalazi se daleko od jezgre, ili ih gubi.
Elektroni vanjske ljuske mogu primiti energiju. Ako elektroni u valentnoj ljusci prime potrebnu razinu energije od vanjskih sila, mogu se odvojiti od nje i napustiti atom, odnosno postati slobodni elektroni. Slobodni elektroni se mogu proizvoljno kretati od jednog atoma do atoma. Oni materijali koji sadrže veliki broj slobodnih elektrona nazivaju se provodnici .

izolatori , je suprotnost provodnicima. Oni blokiraju protok električne energije. Izolatori su stabilni jer valentni elektroni nekih atoma ispunjavaju valentne ljuske drugih atoma, spajajući ih. Ovo sprečava stvaranje slobodnih elektrona.
Srednju poziciju između izolatora i provodnika zauzima poluprovodnici ali o njima ćemo kasnije.
Razmislite svojstva atoma. Atom koji ima isti broj elektrona i protona je električno neutralan. Atom koji primi jedan ili više elektrona postaje negativno nabijen i naziva se negativnim ionom. Ako atom izgubi jedan ili više elektrona, tada postaje pozitivan ion, odnosno postaje pozitivno nabijen.

Koncept atoma nastao je u antičkom svijetu za označavanje čestica materije. Na grčkom, atom znači "nedjeljiv".

Elektroni

Irski fizičar Stoney je na osnovu eksperimenata došao do zaključka da elektricitet nose najmanje čestice koje postoje u atomima svih kemijskih elemenata. U 1891$, Stoney je predložio da se te čestice nazovu elektrona, što na grčkom znači "ćilibar".

Nekoliko godina nakon što je elektron dobio ime, engleski fizičar Joseph Thomson i francuski fizičar Jean Perrin dokazali su da elektroni nose negativan naboj. Ovo je najmanji negativni naboj, koji se u hemiji uzima kao jedinica $(–1)$. Thomson je čak uspio odrediti brzinu elektrona (jednaka je brzini svjetlosti - 300 000$ km/s) i masu elektrona (1836$ je puta manja od mase atoma vodonika).

Thomson i Perrin su spojili polove izvora struje s dvije metalne ploče - katodom i anodom, zalemljene u staklenu cijev, iz koje je evakuiran zrak. Kada je napon od oko 10 hiljada volti primijenjen na ploče elektroda, u cijevi je zabljesnulo svjetlosno pražnjenje, a čestice su poletjele sa katode (negativni pol) na anodu (pozitivni pol), koju su naučnici prvi nazvali katodne zrake, a zatim otkrio da je to bio tok elektrona. Elektroni, udarajući u posebne tvari nanesene, na primjer, na TV ekran, uzrokuju sjaj.

Zaključak je napravljen: elektroni izlaze iz atoma materijala od kojeg je napravljena katoda.

Slobodni elektroni ili njihov tok mogu se dobiti i na druge načine, na primjer, zagrijavanjem metalne žice ili padanjem svjetlosti na metale formirane od elemenata glavne podgrupe grupe I periodnog sistema (na primjer, cezijum).

Stanje elektrona u atomu

Stanje elektrona u atomu shvata se kao skup informacija o energije specifični elektron u prostor u kojoj se nalazi. Već znamo da elektron u atomu nema putanju kretanja, tj. mogu samo pričati vjerovatnoće pronalazeći ga u prostoru oko jezgra. Može se nalaziti u bilo kojem dijelu ovog prostora koji okružuje jezgro, a ukupnost njegovih različitih položaja smatra se elektronskim oblakom s određenom negativnom gustinom naboja. Slikovito, to se može zamisliti na sljedeći način: kada bi bilo moguće snimiti položaj elektrona u atomu u stotim ili milionitim dijelovima sekunde, kao u fotofinišu, tada bi elektron na takvim fotografijama bio predstavljen kao tačka. Preklapanje bezbrojnih takvih fotografija rezultiralo bi slikom elektronskog oblaka sa najvećom gustinom tamo gdje ima najviše ovih tačaka.

Na slici je prikazan "rez" takve elektronske gustine u atomu vodonika koji prolazi kroz jezgro, a sfera je ograničena isprekidanom linijom, unutar koje je vjerovatnoća pronalaska elektrona $90%$. Kontura najbliža jezgru pokriva područje prostora u kojem je vjerovatnoća pronalaska elektrona $10%$, vjerovatnoća pronalaženja elektrona unutar druge konture iz jezgra je $20%$, unutar treće - $≈30 %$ itd. Postoji određena nesigurnost u stanju elektrona. Kako bi okarakterizirao ovo posebno stanje, njemački fizičar W. Heisenberg uveo je koncept princip nesigurnosti, tj. pokazao da je nemoguće istovremeno i tačno odrediti energiju i lokaciju elektrona. Što je tačnije određena energija elektrona, to je njegov položaj nesigurniji, i obrnuto, nakon što se odredi položaj, nemoguće je odrediti energiju elektrona. Područje vjerovatnoće detekcije elektrona nema jasne granice. Međutim, moguće je izdvojiti prostor u kojem je vjerovatnoća pronalaska elektrona maksimalna.

Prostor oko atomskog jezgra, u kojem se najvjerovatnije nalazi elektron, naziva se orbitala.

Sadrži otprilike 90%$ elektronskog oblaka, što znači da je oko 90%$ vremena elektrona u ovom dijelu svemira. Prema obliku razlikuju se $4$ trenutno poznatih tipova orbitala koje se označavaju latiničnim slovima $s, p, d$ i $f$. Na slici je prikazan grafički prikaz nekih oblika elektronskih orbitala.

Najvažnija karakteristika kretanja elektrona u određenoj orbiti je energija njegove veze sa jezgrom. Elektroni sa sličnim energetskim vrijednostima čine jedan elektronski sloj, ili nivo energije. Energetski nivoi su numerisani počevši od jezgra: $1, 2, 3, 4, 5, 6$ i $7$.

Cijeli broj $n$ koji označava broj energetskog nivoa naziva se glavni kvantni broj.

Karakterizira energiju elektrona koji zauzimaju dati energetski nivo. Najmanju energiju imaju elektroni prvog energetskog nivoa, najbližeg jezgru. U poređenju sa elektronima prvog nivoa, elektroni narednih nivoa karakteriše velika količina energije. Posljedično, elektroni vanjskog nivoa su najmanje vezani za jezgro atoma.

Broj energetskih nivoa (elektronskih slojeva) u atomu jednak je broju perioda u sistemu D. I. Mendeljejeva, kome pripada hemijski element: atomi elemenata prvog perioda imaju jedan energetski nivo; drugi period - dva; sedmi period - sedam.

Najveći broj elektrona na energetskom nivou određen je formulom:

gdje je $N$ maksimalni broj elektrona; $n$ je broj nivoa, ili glavni kvantni broj. Posljedično: prvi energetski nivo najbliži jezgru ne može sadržavati više od dva elektrona; na drugom - ne više od 8$; na trećem - ne više od 18$; na četvrtom - ne više od 32$. A kako su, zauzvrat, raspoređeni energetski nivoi (elektronski slojevi)?

Počevši od drugog energetskog nivoa $(n = 2)$, svaki od nivoa je podeljen na podnivoe (podslojeve), koji se malo razlikuju jedan od drugog po energiji vezivanja sa jezgrom.

Broj podnivoa jednak je vrijednosti glavnog kvantnog broja: prvi energetski nivo ima jedan podnivo; drugi - dva; treći - tri; četvrti je četiri. Podnivoi su, pak, formirani orbitalama.

Svaka vrijednost od $n$ odgovara broju orbitala jednakih $n^2$. Prema podacima prikazanim u tabeli, moguće je pratiti odnos između glavnog kvantnog broja $n$ i broja podnivoa, vrste i broja orbitala, te maksimalnog broja elektrona po podnivou i nivou.

Glavni kvantni broj, vrste i broj orbitala, maksimalni broj elektrona na podnivoima i nivoima.

Energetski nivo $(n)$	Broj podnivoa jednak $n$	Orbitalni tip	Broj orbitala		Maksimalni broj elektrona
			u podnivou	na nivou jednakom $n^2$	u podnivou	na nivou jednakom $n^2$
$K(n=1)$	$1$	$1s$	$1$	$1$	$2$	$2$
$L(n=2)$	$2$	$2s$	$1$	$4$	$2$	$8$
		$2p$	$3$		$6$
$M(n=3)$	$3$	$3s$	$1$	$9$	$2$	$18$
		$3p$	$3$		$6$
		$3d$	$5$		$10$
$N(n=4)$	$4$	$4s$	$1$	$16$	$2$	$32$
		$4p$	$3$		$6$
		$4d$	$5$		$10$
		$4f$	$7$		$14$

Uobičajeno je da se podnivoi označavaju latiničnim slovima, kao i oblik orbitala od kojih se sastoje: $s, p, d, f$. dakle:

• $s$-podnivo - prvi podnivo svakog energetskog nivoa najbližeg atomskom jezgru, sastoji se od jedne $s$-orbitale;
• $p$-podnivo - drugi podnivo svakog, osim prvog, energetskog nivoa, sastoji se od tri $p$-orbitale;
• $d$-podnivo - treći podnivo svakog, počevši od trećeg energetskog nivoa, sastoji se od pet $d$-orbitala;
• $f$-podnivo svake, počevši od četvrtog energetskog nivoa, sastoji se od sedam $f$-orbitala.

atomsko jezgro

Ali nisu samo elektroni dio atoma. Fizičar Henri Becquerel otkrio je da prirodni mineral koji sadrži uranijumovu so također emituje nepoznato zračenje, osvjetljavajući fotografske filmove koji su zatvoreni od svjetlosti. Ovaj fenomen je nazvan radioaktivnost.

Postoje tri vrste radioaktivnih zraka:

1. $α$-zrake, koje se sastoje od $α$-čestica koje imaju naboj $2$ puta veći od naboja elektrona, ali sa pozitivnim predznakom, i masu $4$ puta veću od mase atoma vodika;
2. $β$-zrake su tok elektrona;
3. $γ$-zrake su elektromagnetski talasi sa zanemarljivom masom koji ne nose električni naboj.

Posljedično, atom ima složenu strukturu - sastoji se od pozitivno nabijenog jezgra i elektrona.

Kako je atom raspoređen?

Godine 1910. u Kembridžu, u blizini Londona, Ernest Rutherford sa svojim studentima i kolegama proučavao je raspršivanje $α$ čestica koje prolaze kroz tanku zlatnu foliju i padaju na ekran. Alfa čestice su obično odstupale od prvobitnog pravca samo za jedan stepen, potvrđujući, čini se, uniformnost i uniformnost svojstava atoma zlata. I odjednom su istraživači primijetili da su neke $α$-čestice naglo promijenile smjer svog puta, kao da nailaze na neku prepreku.

Postavljanjem ekrana ispred folije, Rutherford je uspio otkriti čak i one rijetke slučajeve kada su $α$-čestice, reflektirane od atoma zlata, letjele u suprotnom smjeru.

Proračuni su pokazali da bi se uočeni fenomeni mogli dogoditi ako se cijela masa atoma i sav njegov pozitivan naboj koncentrišu u malom centralnom jezgru. Radijus jezgra je, kako se ispostavilo, 100.000 puta manji od radijusa cijelog atoma, tog područja u kojem se nalaze elektroni koji imaju negativan naboj. Ako primenimo figurativno poređenje, onda se čitav volumen atoma može uporediti sa stadionom Lužnjiki, a jezgro se može uporediti sa fudbalskom loptom koja se nalazi u centru terena.

Atom bilo kog hemijskog elementa je uporediv sa sićušnim solarnim sistemom. Stoga se takav model atoma, koji je predložio Rutherford, naziva planetarnim.

Protoni i neutroni

Ispostavilo se da se sićušna atomska jezgra, u kojoj je koncentrirana cijela masa atoma, sastoji od čestica dvije vrste - protona i neutrona.

Protoni imaju naboj jednak naboju elektrona, ali suprotan predznakom $(+1)$, i masu jednaku masi atoma vodika (u hemiji je prihvaćena kao jedinica). Protoni su označeni sa $↙(1)↖(1)p$ (ili $r+$). Neutroni ne nose naelektrisanje, neutralni su i imaju masu jednaku masi protona, tj. $1$. Neutroni su označeni sa $↙(0)↖(1)n$ (ili $n^0$).

Protoni i neutroni se zajednički nazivaju nukleoni(od lat. jezgro- jezgro).

Zove se zbir broja protona i neutrona u atomu maseni broj. Na primjer, maseni broj atoma aluminija:

Pošto se masa elektrona, koja je zanemarljiva, može zanemariti, očigledno je da je čitava masa atoma koncentrisana u jezgru. Elektroni se označavaju na sljedeći način: $e↖(-)$.

Budući da je atom električno neutralan, to je također očigledno da je broj protona i elektrona u atomu isti. On je jednak atomskom broju hemijskog elementa dodijeljena mu u periodnom sistemu. Na primjer, jezgro atoma željeza sadrži $26$ protona, a $26$ elektrona kruže oko jezgra. I kako odrediti broj neutrona?

Kao što znate, masa atoma je zbir mase protona i neutrona. Poznavajući redni broj elementa $(Z)$, tj. broj protona i maseni broj $(A)$, jednak zbroju brojeva protona i neutrona, možete pronaći broj neutrona $(N)$ koristeći formulu:

Na primjer, broj neutrona u atomu željeza je:

$56 – 26 = 30$.

Tabela prikazuje glavne karakteristike elementarnih čestica.

Osnovne karakteristike elementarnih čestica.

izotopi

Raznolikosti atoma istog elementa koji imaju isti nuklearni naboj, ali različite masene brojeve nazivaju se izotopi.

Riječ izotop sastoji se od dvije grčke riječi: isos- isto i topos- mjesto, znači "zauzeti jedno mjesto" (ćelija) u Periodnom sistemu elemenata.

Hemijski elementi koji se nalaze u prirodi su mješavina izotopa. Dakle, ugljenik ima tri izotopa sa masom od $12, 13, 14$; kiseonik - tri izotopa mase 16, 17, 18 dolara itd.

Obično se daje u periodičnom sistemu, relativna atomska masa hemijskog elementa je prosečna vrednost atomskih masa prirodne mešavine izotopa datog elementa, uzimajući u obzir njihovu relativnu zastupljenost u prirodi, dakle, vrednosti atomske mase su često frakcione. Na primjer, prirodni atomi hlora su mješavina dva izotopa - $35$ (u prirodi ima $75%$) i $37$ (ima $25%$); stoga je relativna atomska masa hlora 35,5$. Izotopi hlora zapisuju se na sljedeći način:

$↖(35)↙(17)(Cl)$ i $↖(37)↙(17)(Cl)$

Hemijska svojstva izotopa hlora su potpuno ista kao i izotopi većine hemijskih elemenata, kao što su kalij, argon:

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

Međutim, izotopi vodika se jako razlikuju po svojstvima zbog dramatičnog povećanja njihove relativne atomske mase; čak su dobili pojedinačna imena i hemijske znakove: protij - $↖(1)↙(1)(H)$; deuterijum - $↖(2)↙(1)(H)$, ili $↖(2)↙(1)(D)$; tricijum - $↖(3)↙(1)(H)$, ili $↖(3)↙(1)(T)$.

Sada je moguće dati modernu, rigorozniju i naučniju definiciju hemijskog elementa.

Hemijski element je skup atoma s istim nuklearnim nabojem.

Struktura elektronskih ljuski atoma elemenata prva četiri perioda

Razmotrite mapiranje elektronskih konfiguracija atoma elemenata po periodima sistema D. I. Mendeljejeva.

Elementi prvog perioda.

Šeme elektronske strukture atoma pokazuju distribuciju elektrona po elektronskim slojevima (energetski nivoi).

Elektronske formule atoma pokazuju distribuciju elektrona po energetskim nivoima i podnivoima.

Grafičke elektronske formule atoma pokazuju distribuciju elektrona ne samo po nivoima i podnivoima, već i po orbitalama.

U atomu helijuma, prvi elektronski sloj je kompletan - ima 2$ elektrona.

Vodik i helijum su $s$-elementi, ovi atomi imaju $s$-orbitale ispunjene elektronima.

Elementi drugog perioda.

Za sve elemente drugog perioda, prvi elektronski sloj je popunjen, a elektroni popunjavaju $s-$ i $p$ orbitale drugog elektronskog sloja u skladu sa principom najmanje energije (prvo $s$, zatim $ p$) i pravila Paulija i Hunda.

U atomu neona, drugi elektronski sloj je kompletan - ima elektrona od 8$.

Elementi trećeg perioda.

Za atome elemenata trećeg perioda, prvi i drugi elektronski sloj su kompletirani, pa je ispunjen treći elektronski sloj u kojem elektroni mogu zauzimati 3s-, 3p- i 3d-podnivo.

Struktura elektronskih ljuski atoma elemenata trećeg perioda.

Orbitala elektrona od 3,5$ je završena na atomu magnezija. $Na$ i $Mg$ su $s$-elementi.

Za aluminijum i naknadne elemente, $3d$ podnivo je ispunjen elektronima.

$↙(18)(Ar)$ Argon

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

U atomu argona, vanjski sloj (treći elektronski sloj) ima $8$ elektrona. Kako je vanjski sloj završen, ali ukupno, u trećem elektronskom sloju, kao što već znate, može biti 18 elektrona, što znači da elementi trećeg perioda imaju $3d$-orbitale koje su ostale nepopunjene.

Svi elementi od $Al$ do $Ar$ - $p$ -elementi.

$s-$ i $r$ -elementi formu glavne podgrupe u periodičnom sistemu.

Elementi četvrtog perioda.

Atomi kalijuma i kalcijuma imaju četvrti elektronski sloj, $4s$-podnivo je ispunjen, jer ima manje energije od $3d$-podnivoa. Da pojednostavimo grafičke elektronske formule atoma elemenata četvrtog perioda:

1. grafičku elektronsku formulu argona uslovno označavamo na sljedeći način: $Ar$;
2. nećemo prikazivati ​​podnivoe koji nisu ispunjeni za ove atome.

$K, Ca$ - $s$ -elementi, uključeni u glavne podgrupe. Za atome od $Sc$ do $Zn$, 3d podnivo je ispunjen elektronima. Ovo su $3d$-elementi. Oni su uključeni u bočne podgrupe, njihov pred-eksterni elektronski sloj je ispunjen, na njih se poziva prelaznih elemenata.

Obratite pažnju na strukturu elektronskih ljuski atoma hroma i bakra. U njima jedan elektron "pada" sa $4s-$ na $3d$ podnivo, što se objašnjava većom energetskom stabilnošću rezultirajućih $3d^5$ i $3d^(10)$ elektronskih konfiguracija:

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

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

Simbol elementa, serijski broj, naziv	Dijagram elektronske strukture	Elektronska formula	Grafička elektronska formula
$↙(19)(K)$ Kalijum		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$
$↙(20)(C)$ Kalcijum		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$
$↙(21)(Sc)$ Scandium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ ili $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$
$↙(22)(Ti)$ Titanijum		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ ili $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$
$↙(23)(V)$ Vanadijum		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ ili $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$
$↙(24)(Cr)$ Chrome		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ ili $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$
$↙(29)(Su)$ Chromium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ ili $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$
$↙(30)(Zn)$ Cink		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ ili $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$
$↙(31)(Ga)$ Galij		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ ili $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$
$↙(36)(Kr)$ Krypton		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ ili $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$

U atomu cinka, treći elektronski sloj je gotov - svi $3s, 3p$ i $3d$ podnivoi su popunjeni, na njima je ukupno $18$ elektrona.

U elementima nakon cinka, četvrti elektronski sloj, $4p$-podnivo, nastavlja da bude ispunjen. Elementi od $Ga$ do $Kr$ - $r$ -elementi.

Vanjski (četvrti) sloj atoma kriptona je završen, ima 8$ elektrona. Ali samo u četvrtom elektronskom sloju, kao što znate, može biti 32$ elektrona; atom kriptona još uvijek ima nepopunjene $4d-$ i $4f$-podnivoe.

Elementi petog perioda popunjavaju podnivoe sledećim redosledom: $5s → 4d → 5r$. A postoje i izuzeci vezani za "neuspjeh" elektrona, za $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙( 46) Pd$, $↙(47)Ag$. $f$ se pojavljuju u šestom i sedmom periodu -elementi, tj. elementi čiji se $4f-$ i $5f$-podnivo trećeg vanjskog elektronskog sloja popunjavaju, respektivno.

$4f$ -elementi pozvao lantanidi.

$5f$ -elementi pozvao aktinidi.

Redoslijed popunjavanja elektronskih podnivoa u atomima elemenata šestog perioda: $↙(55)Cs$ i $↙(56)Ba$ - $6s$-elementi; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-element; $↙(58)Ce$ – $↙(71)Lu - 4f$-elementi; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-elementi; $↙(81)T1$ – $↙(86)Rn - 6d$-elementi. Ali i ovdje postoje elementi u kojima je narušen redoslijed popunjavanja elektronskih orbitala, što je, na primjer, povezano sa većom energetskom stabilnošću polu i potpuno ispunjenih $f$-podnivoa, tj. $nf^7$ i $nf^(14)$.

Ovisno o tome koji je podnivo atoma posljednji ispunjen elektronima, svi elementi, kao što ste već shvatili, podijeljeni su u četiri elektronske porodice, ili blokove:

1. $s$ -elementi;$s$-podnivo vanjskog nivoa atoma je ispunjen elektronima; $s$-elementi uključuju vodonik, helijum i elemente glavnih podgrupa grupa I i II;
2. $r$ -elementi;$p$-podnivo vanjskog nivoa atoma je ispunjen elektronima; $p$-elementi uključuju elemente glavnih podgrupa grupa III–VIII;
3. $d$ -elementi;$d$-podnivo predspoljnog nivoa atoma je ispunjen elektronima; $d$-elementi uključuju elemente sekundarnih podgrupa grupa I–VIII, tj. elementi interkaliranih decenija velikih perioda koji se nalaze između $s-$ i $p-$elemenata. Takođe se zovu prijelazni elementi;
4. $f$ -elementi;$f-$podnivo trećeg nivoa atoma izvana je ispunjen elektronima; tu spadaju lantanidi i aktinidi.

Elektronska konfiguracija atoma. Osnovna i pobuđena stanja atoma

Švicarski fizičar W. Pauli u 1925$ je to ustanovio Atom može imati najviše dva elektrona u jednoj orbitali. ima suprotne (antiparalelne) vrtnje (prevedeno sa engleskog kao vreteno), tj. posjeduju takva svojstva koja se uslovno mogu zamisliti kao rotacija elektrona oko njegove imaginarne ose u smjeru kazaljke na satu ili suprotno od kazaljke na satu. Ovaj princip se zove Paulijev princip.

Ako postoji jedan elektron u orbitali, onda se to zove unpaired, ako dva, onda ovo upareni elektroni, tj. elektrona sa suprotnim spinovima.

Na slici je prikazan dijagram podjele energetskih nivoa na podnivoe.

$s-$ Orbital, kao što već znate, ima sferni oblik. Elektron atoma vodika $(n = 1)$ nalazi se na ovoj orbitali i nije uparen. Prema ovom njegovom elektronska formula, ili elektronska konfiguracija, piše se ovako: $1s^1$. U elektronskim formulama, broj energetskog nivoa je označen brojem ispred slova $ (1 ...) $, podnivo (orbitalni tip) je označen latiničnim slovom, a broj koji je upisan u desno od slova (kao eksponent) prikazuje broj elektrona u podnivou.

Za atom helijuma He, koji ima dva uparena elektrona na istoj $s-$orbitali, ova formula je: $1s^2$. Elektronska ljuska atoma helija je kompletna i vrlo stabilna. Helijum je plemeniti gas. Drugi energetski nivo $(n = 2)$ ima četiri orbitale, jednu $s$ i tri $p$. $s$-orbitalni elektroni drugog nivoa ($2s$-orbitale) imaju veću energiju, jer su na većoj udaljenosti od jezgra od elektrona $1s$-orbitale $(n = 2)$. Općenito, za svaku vrijednost $n$ postoji jedna $s-$orbitala, ali sa odgovarajućom količinom energije elektrona na njoj i, prema tome, sa odgovarajućim prečnikom, koji raste kao vrijednost $n$.$s- $Orbitalni porast, kao što već znate, ima sferni oblik. Elektron atoma vodika $(n = 1)$ nalazi se na ovoj orbitali i nije uparen. Stoga se njegova elektronska formula, ili elektronska konfiguracija, piše na sljedeći način: $1s^1$. U elektronskim formulama, broj energetskog nivoa je označen brojem ispred slova $ (1 ...) $, podnivo (orbitalni tip) je označen latiničnim slovom, a broj koji je upisan u desno od slova (kao eksponent) prikazuje broj elektrona u podnivou.

Za atom helijuma $He$, koji ima dva uparena elektrona u istoj $s-$orbitali, ova formula je: $1s^2$. Elektronska ljuska atoma helija je kompletna i vrlo stabilna. Helijum je plemeniti gas. Drugi energetski nivo $(n = 2)$ ima četiri orbitale, jednu $s$ i tri $p$. Elektroni $s-$orbitala drugog nivoa ($2s$-orbitale) imaju veću energiju, jer su na većoj udaljenosti od jezgra od elektrona $1s$-orbitale $(n = 2)$. Općenito, za svaku vrijednost od $n$ postoji jedna $s-$orbitala, ali sa odgovarajućom količinom energije elektrona na njoj i, prema tome, sa odgovarajućim prečnikom, koji raste kako se vrijednost $n$ povećava.

$r-$ Orbital Ima oblik bučice, odnosno zapremine osam. Sve tri $p$-orbitale nalaze se u atomu međusobno okomito duž prostornih koordinata povučenih kroz jezgro atoma. Treba još jednom naglasiti da svaki energetski nivo (elektronski sloj), počevši od $n= 2$, ima tri $p$-orbitale. Kako vrijednost $n$ raste, elektroni zauzimaju $p$-orbitale smještene na velikim udaljenostima od jezgra i usmjerene duž osa $x, y, z$.

Za elemente drugog perioda $(n = 2)$ prvo se popunjava jedna $s$-orbitala, a zatim tri $p$-orbitale; elektronska formula $Li: 1s^(2)2s^(1)$. Elektron $2s^1$ je manje vezan za atomsko jezgro, tako da ga atom litijuma lako može odati (kao što se vjerovatno sjećate, ovaj proces se naziva oksidacija), pretvarajući se u litijum jon $Li^+$.

U atomu berilijuma Be, četvrti elektron je takođe smešten u $2s$ orbitalu: $1s^(2)2s^(2)$. Dva vanjska elektrona atoma berilijuma se lako odvajaju - $B^0$ se oksidira u $Be^(2+)$ kation.

Peti elektron atoma bora zauzima $2p$-orbitalu: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$. Zatim se popunjavaju $2p$-orbitale atoma $C, N, O, F$, što se završava neonskim plemenitim gasom: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$.

Za elemente trećeg perioda, $3s-$ i $3p$-orbitale su popunjene, respektivno. Pet $d$-orbitala trećeg nivoa ostaje slobodno:

$↙(11)Na 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,

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

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

Ponekad je u dijagramima koji prikazuju distribuciju elektrona u atomima naznačen samo broj elektrona na svakom energetskom nivou, tj. napisati skraćene elektronske formule atoma hemijskih elemenata, za razliku od gornjih potpunih elektronskih formula, na primjer:

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

Za elemente velikih perioda (četvrti i peti), prva dva elektrona zauzimaju $4s-$ i $5s$-orbitale: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2 , 8, 18, 8, 2$. Počevši od trećeg elementa svakog velikog perioda, sljedećih deset elektrona će ići na prethodne $3d-$ i $4d-$orbitale, respektivno (za elemente sekundarnih podgrupa): $↙(23)V 2, 8, 11 , 2;$ $↙( 26)Fr 2, 8, 14, 2;$ $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙(43)Tc 2, 8, 18, 13, 2$. Po pravilu, kada se prethodni $d$-podnivo popuni, vanjski (odnosno $4p-$ i $5p-$) $p-$podnivo će početi da se popunjava: $↙(33)Kao 2, 8, 18, 5;$ $ ↙(52)Te 2, 8, 18, 18, 6$.

Za elemente velikih perioda - šesti i nepotpuni sedmi - elektronski nivoi i podnivoi su ispunjeni elektronima, po pravilu, na sledeći način: prva dva elektrona ulaze u spoljašnji $s-$podnivo: $↙(56)Ba 2, 8 , 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1$; sljedeći jedan elektron (za $La$ i $Ca$) na prethodni $d$-podnivo: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ i $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2$.

Tada će sljedećih $14$ elektrona ući u treći energetski nivo izvana, na $4f$ i $5f$ orbitale lantonida i aktinida, redom: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2 ;$ $↙(92 )U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2$.

Tada će drugi energetski nivo izvana ($d$-podnivo) ponovo početi da se stvara za elemente bočnih podgrupa: $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙( 104)Rf 2, 8, 18 , 32, 32, 10, 2$. I, konačno, tek nakon što je $d$-podnivo potpuno ispunjen sa deset elektrona, $p$-podnivo će biti ponovo popunjen: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.

Vrlo često se struktura elektronskih omotača atoma prikazuje pomoću energije ili kvantnih ćelija - one zapisuju tzv. grafičke elektronske formule. Za ovaj zapis koristi se sljedeća notacija: svaka kvantna ćelija je označena ćelijom koja odgovara jednoj orbitali; svaki elektron je označen strelicom koja odgovara smjeru spina. Prilikom pisanja grafičke elektronske formule, treba imati na umu dva pravila: Paulijev princip, prema kojem ćelija (orbitala) ne može imati više od dva elektrona, ali sa antiparalelnim spinovima, i F. Hundovo pravilo, prema kojem elektroni zauzimaju slobodne ćelije prvo jednu po jednu i istovremeno imaju istu vrijednost spina, pa tek onda uparuju, ali će spinovi, prema Paulijevom principu, već biti suprotno usmjereni.

(Bilješke sa predavanja)

Struktura atoma. Uvod.

Predmet proučavanja hemije su hemijski elementi i njihova jedinjenja. hemijski element Zove se grupa atoma sa istim pozitivnim nabojem. Atom je najmanja čestica hemijskog elementa koja ga zadržava Hemijska svojstva. Povezujući se jedni s drugima, atomi jednog ili različitih elemenata formiraju složenije čestice - molekule. Zbirka atoma ili molekula tvori kemikalije. Svaku pojedinačnu hemijsku supstancu karakteriše skup pojedinačnih fizičkih svojstava, kao što su tačke ključanja i topljenja, gustina, električna i toplotna provodljivost itd.

1. Struktura atoma i periodični sistem elemenata

DI. Mendeljejev.

Poznavanje i razumevanje pravilnosti redosleda popunjavanja Periodnog sistema elemenata D.I. Mendeljejev nam omogućava da shvatimo sljedeće:

1. fizička suština postojanja određenih elemenata u prirodi,

2. priroda hemijske valencije elementa,

3. sposobnost i "lakoća" elementa da daje ili prima elektrone u interakciji s drugim elementom,

4. priroda hemijskih veza koje dati element može formirati u interakciji sa drugim elementima, prostorna struktura jednostavnih i složenih molekula, itd, itd.

Struktura atoma.

Atom je složen mikrosistem elementarnih čestica koje se kreću i međusobno djeluju.

Krajem 19. i početkom 20. stoljeća otkriveno je da se atomi sastoje od manjih čestica: neutrona, protona i elektrona.Zadnje dvije čestice su nabijene čestice, proton nosi pozitivan naboj, elektron je negativan. Budući da su atomi elementa u osnovnom stanju električni neutralni, to znači da je broj protona u atomu bilo kojeg elementa jednak broju elektrona. Masa atoma određena je zbirom masa protona i neutrona, čiji je broj jednak razlici između mase atoma i njegovog serijskog broja u periodičnom sistemu D.I. Mendeljejev.

Godine 1926. Schrodinger je predložio da se opiše kretanje mikročestica u atomu elementa koristeći talasnu jednačinu koju je izveo. Prilikom rješavanja Schrödingerove valne jednačine za atom vodika pojavljuju se tri cjelobrojna kvantna broja: n, ℓ i m ℓ , koji karakterišu stanje elektrona u trodimenzionalnom prostoru u centralnom polju jezgra. kvantni brojevi n, ℓ i m ℓ uzeti cjelobrojne vrijednosti. Talasna funkcija definirana sa tri kvantna broja n, ℓ i m ℓ a dobijena kao rezultat rješavanja Schrödingerove jednadžbe naziva se orbitala. Orbitala je područje prostora u kojem će se najvjerovatnije naći elektron. pripada atomu hemijskog elementa. Dakle, rješenje Schrödingerove jednadžbe za atom vodika dovodi do pojave tri kvantna broja, čije je fizičko značenje da karakteriziraju tri različite vrste orbitala koje atom može imati. Pogledajmo bliže svaki kvantni broj.

Glavni kvantni broj n može poprimiti bilo koje pozitivne cjelobrojne vrijednosti: n = 1,2,3,4,5,6,7... Karakteriše energiju elektronskog nivoa i veličinu elektronskog "oblaka". Karakteristično je da se broj glavnog kvantnog broja poklapa sa brojem perioda u kojem se nalazi dati element.

Azimutalni ili orbitalni kvantni brojℓ može uzeti cjelobrojne vrijednosti iz ℓ = 0….do n – 1 i određuje trenutak kretanja elektrona, tj. orbitalni oblik. Za različite numeričke vrijednosti ℓ koristi se sljedeća notacija: ℓ = 0, 1, 2, 3 i označeni su simbolima s, str, d, f, odnosno za ℓ = 0, 1, 2 i 3. U periodnom sistemu elemenata nema elemenata sa spin brojem ℓ = 4.

Magnetski kvantni brojm ℓ karakterizira prostorni raspored elektronskih orbitala i, posljedično, elektromagnetna svojstva elektrona. Može uzeti vrijednosti od - ℓ do + ℓ , uključujući nulu.

Oblik ili, preciznije, svojstva simetrije atomskih orbitala zavise od kvantnih brojeva ℓ i m ℓ . "elektronski oblak", što odgovara s- orbitale imaju, imaju oblik lopte (istovremeno ℓ = 0).

Fig.1. 1s orbitala

Orbitale definisane kvantnim brojevima ℓ = 1 i m ℓ = -1, 0 i +1 nazivaju se p-orbitale. Kako m ℓ u ovom slučaju ima tri različite vrijednosti, onda atom ima tri energetski ekvivalentne p-orbitale (glavni kvantni broj za njih je isti i može imati vrijednost n = 2,3,4,5,6 ili 7) . p-Orbitale imaju aksijalnu simetriju i imaju oblik trodimenzionalnih osmica, orijentiranih duž x, y i z osa u vanjskom polju (slika 1.2). Otuda porijeklo simbola p x , p y i p z .

Fig.2. p x , p y i p z -orbitale

Osim toga, postoje d- i f-atomske orbitale, za prve ℓ = 2 i m ℓ = -2, -1, 0, +1 i +2, tj. pet AO, za drugi ℓ = 3 i m ℓ = -3, -2, -1, 0, +1, +2 i +3, tj. 7 AO.

četvrti kvant m s nazvan spin kvantni broj, uveden je da objasni neke suptilne efekte u spektru atoma vodika od strane Goudsmita i Uhlenbecka 1925. godine. Spin elektrona je ugaoni moment naelektrisane elementarne čestice elektrona, čija je orijentacija kvantizovana, tj. strogo ograničeno na određene uglove. Ova orijentacija je određena vrijednošću spin magnetskog kvantnog broja (s), koji je za elektron ½ , dakle, za elektron, prema pravilima kvantizacije m s = ± ½. U tom smislu, skupu od tri kvantna broja treba dodati i kvantni broj m s . Još jednom naglašavamo da četiri kvantna broja određuju redoslijed u kojem je Mendeljejevljev periodni sistem elemenata izgrađen i objašnjava zašto postoje samo dva elementa u prvom periodu, osam u drugom i trećem, 18 u četvrtom itd. , da bi se objasnila struktura multielektrona atoma, red kojim se elektronski nivoi popunjavaju kako se pozitivni naboj atoma povećava, nije dovoljno imati ideju o četiri kvantna broja koja "upravljaju" ponašanjem elektrona prilikom popunjavanja elektronskih orbitala, ali morate znati još neka jednostavna pravila, tj. Paulijev princip, Gundovo pravilo i pravila Klečkovskog.

Po Paulijevom principu u istom kvantnom stanju, koje karakteriziraju određene vrijednosti četiri kvantna broja, ne može biti više od jednog elektrona. To znači da se jedan elektron u principu može smjestiti u bilo koju atomsku orbitalu. Dva elektrona mogu biti na istoj atomskoj orbitali samo ako imaju različite spin kvantne brojeve.

Prilikom punjenja tri p-AO, pet d-AO i sedam f-AO elektronima treba se voditi ne samo Paulijevim principom već i Hundovim pravilom: Popunjavanje orbitala jedne podljuske u osnovnom stanju događa se elektronima sa istim spinovima.

Prilikom punjenja podljuska (str, d, f) apsolutna vrijednost zbira spinova mora biti maksimalna.

Vladavina Klečkovskog. Prema pravilu Klečkovskog, prilikom punjenjad i forbitala elektrona mora se poštovatiprincip minimalne energije. Prema ovom principu, elektroni u osnovnom stanju ispunjavaju orbite minimalnim energetskim nivoima. Energija podnivoa određena je sumom kvantnih brojevan + ℓ = E .

Prvo pravilo Klečkovskog: prvo ispunite one podnivoe za kojen + ℓ = E minimalno.

Drugo pravilo Klečkovskog: u slučaju ravnopravnostin + ℓ za nekoliko podnivoa, podnivo za kojin minimalno .

Trenutno je poznato 109 elemenata.

2. Energija jonizacije, afinitet elektrona i elektronegativnost.

Najvažnije karakteristike elektronske konfiguracije atoma su energija ionizacije (EI) ili jonizacioni potencijal (IP) i afinitet atoma prema elektronu (SE). Energija jonizacije je promjena energije u procesu odvajanja elektrona od slobodnog atoma pri 0 K: A = + + ē . Ovisnost energije ionizacije o atomskom broju Z elementa, veličini atomskog radijusa ima izražen periodični karakter.

Elektronski afinitet (SE) je promjena energije koja prati dodavanje elektrona izolovanom atomu sa formiranjem negativnog jona na 0 K: A + ē = A - (atom i jon su u svom osnovnom stanju). U ovom slučaju, elektron zauzima najnižu slobodnu atomsku orbitalu (LUAO) ako je VZAO zauzet sa dva elektrona. SE snažno ovisi o njihovoj orbitalnoj elektronskoj konfiguraciji.

Promjene EI i SE koreliraju s promjenama mnogih svojstava elemenata i njihovih spojeva, što se koristi za predviđanje ovih svojstava iz vrijednosti EI i SE. Halogeni imaju najveći apsolutni afinitet prema elektronima. U svakoj grupi periodnog sistema elemenata, jonizacioni potencijal ili EI opada sa povećanjem broja elemenata, što je povezano sa povećanjem atomskog radijusa i sa povećanjem broja elektronskih slojeva, i što dobro korelira sa povećanjem redukciona snaga elementa.

Tabela 1 Periodnog sistema elemenata daje vrijednosti EI i SE u eV/atomu. Imajte na umu da su točne vrijednosti SE poznate samo za nekoliko atoma; njihove vrijednosti su podvučene u tabeli 1.

Tabela 1

Prva energija jonizacije (EI), elektronski afinitet (SE) i elektronegativnost χ) atoma u periodnom sistemu.

χ	0.747 2. 1 0 0, 3 7																	1,2 2
χ	0.54 1. 55	-0.3 1. 1 3											0.2 0. 91	1.2 5	-0. 1 0, 55	1.47 0. 59	3.45 0. 64	1 ,60
χ	0. 7 4 1. 89	-0.3 1 . 3 1 1 . 6 0											0. 6	1.63	0.7	2.07	3.61
χ	2.3 6	- 0 .6						1.26(α)				-0.9 1 . 39	0. 18	1.2	0. 6	2.07	3.36
χ	2.4 8											-0.6 1 . 56	0. 2			2.2
χ	2.6 7	2, 2 1						Os

χ - Paulingova elektronegativnost

r- atomski radijus, (iz "Laboratorijske i seminarske nastave iz opšte i neorganske hemije", N.S. Ahmetov, M.K. Azizova, L.I. Badygina)

Lekcija je posvećena formiranju ideja o složenoj strukturi atoma. Razmatra se stanje elektrona u atomu, uvode se pojmovi "atomska orbitala i elektronski oblak", oblici orbitala (s--, p-, d-orbitale). Takođe se razmatraju aspekti kao što su maksimalni broj elektrona na energetskim nivoima i podnivoima, distribucija elektrona po energetskim nivoima i podnivoima u atomima elemenata prva četiri perioda, valentni elektroni s-, p- i d-elemenata. Dat je grafički dijagram strukture elektronskih slojeva atoma (elektronsko-grafska formula).

Tema: Struktura atoma. Periodični zakon D.I. Mendeljejev

Lekcija: Struktura atoma

Prevedeno s grčkog, riječ " atom" znači "nedjeljiv". Međutim, otkriveni su fenomeni koji pokazuju mogućnost njegove podjele. To su emisija rendgenskih zraka, emisija katodnih zraka, fenomen fotoelektričnog efekta, fenomen radioaktivnosti. Elektroni, protoni i neutroni su čestice koje čine atom. Zovu se subatomske čestice.

Tab. jedan

Osim protona, jezgra većine atoma sadrži neutroni koji se ne naplaćuju. Kao što se vidi iz tabele. 1, masa neutrona se praktično ne razlikuje od mase protona. Protoni i neutroni čine jezgro atoma i nazivaju se nukleoni (nukleus - jezgro). Njihovi naboji i mase u jedinicama atomske mase (a.m.u.) prikazani su u tabeli 1. Prilikom izračunavanja mase atoma, masa elektrona se može zanemariti.

masa atoma ( maseni broj) jednak je zbiru masa protona i neutrona koji čine njegovo jezgro. Maseni broj je označen slovom ALI. Iz naziva ove veličine može se vidjeti da je usko povezana s atomskom masom elementa zaokruženom na cijeli broj. A=Z+N

Evo A- maseni broj atoma (zbir protona i neutrona), Z- nuklearni naboj (broj protona u jezgru), N je broj neutrona u jezgru. Prema doktrini izotopa, konceptu "hemijskog elementa" može se dati sljedeća definicija:

hemijski element Zove se grupa atoma sa istim nuklearnim nabojem.

Neki elementi postoje kao višestruki izotopi. "Izotopi" znači "zauzimaju isto mjesto". Izotopi imaju isti broj protona, ali se razlikuju po masi, odnosno broju neutrona u jezgru (broj N). Pošto neutroni imaju mali ili nikakav uticaj na hemijska svojstva elemenata, svi izotopi istog elementa se hemijski ne razlikuju.

Izotopi se nazivaju varijeteti atoma istog kemijskog elementa s istim nuklearnim nabojem (tj. s istim brojem protona), ali s različitim brojem neutrona u jezgri.

Izotopi se međusobno razlikuju samo po masenom broju. To je naznačeno ili superskriptom u desnom uglu, ili u redu: 12 C ili C-12 . Ako element sadrži nekoliko prirodnih izotopa, tada u periodnom sistemu D.I. Mendeljejev navodi njegovu prosječnu atomsku masu, uzimajući u obzir rasprostranjenost. Na primjer, hlor sadrži 2 prirodna izotopa 35 Cl i 37 Cl, čiji je sadržaj 75%, odnosno 25%. Dakle, atomska masa hlora će biti jednaka:

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

Za umjetno sintetizirane teške atome, jedna vrijednost atomske mase je data u uglastim zagradama. Ovo je atomska masa najstabilnijeg izotopa tog elementa.

Osnovni modeli strukture atoma

Istorijski gledano, Thomsonov model atoma bio je prvi 1897.

Rice. 1. Model strukture atoma J. Thomsona

Engleski fizičar J. J. Thomson je sugerirao da se atomi sastoje od pozitivno nabijene sfere u kojoj su elektroni isprepleteni (slika 1). Ovaj model se figurativno naziva "puding od šljiva", lepinja sa grožđicama (gde su "grožđice" elektroni), ili "lubenica" sa "semenkama" - elektronima. Međutim, ovaj model je napušten jer su dobijeni eksperimentalni podaci koji su mu bili u suprotnosti.

Rice. 2. Model strukture atoma E. Rutherforda

Godine 1910. engleski fizičar Ernst Rutherford je sa svojim učenicima Geigerom i Marsdenom izveo eksperiment koji je dao zadivljujuće rezultate koji su bili neobjašnjivi sa stanovišta Thomsonovog modela. Ernst Rutherford je iskustvom dokazao da se u središtu atoma nalazi pozitivno nabijeno jezgro (slika 2), oko koje se, poput planeta oko Sunca, vrte elektroni. Atom kao cjelina je električno neutralan, a elektroni se zadržavaju u atomu zbog sila elektrostatičke privlačnosti (Coulombove sile). Ovaj model je imao mnogo kontradiktornosti i, što je najvažnije, nije objasnio zašto elektroni ne padaju na jezgro, kao ni mogućnost apsorpcije i emisije energije njime.

Danski fizičar N. Bohr je 1913. godine, uzimajući Rutherfordov model atoma kao osnovu, predložio model atoma u kojem se elektronske čestice okreću oko atomskog jezgra na isti način kao što se planete okreću oko Sunca.

Rice. 3. Planetarni model N. Bohra

Bohr je sugerirao da elektroni u atomu mogu postojati stabilno samo u orbitama na strogo određenim udaljenostima od jezgra. Ove orbite je nazvao stacionarnim. Elektron ne može postojati izvan stacionarnih orbita. Zašto je to tako, Bor tada nije mogao objasniti. Ali on je pokazao da takav model (slika 3) omogućava objašnjenje mnogih eksperimentalnih činjenica.

Trenutno se koristi za opisivanje strukture atoma kvantna mehanika. Ovo je nauka čiji je glavni aspekt da elektron ima svojstva čestice i talasa u isto vreme, odnosno dualnost talas-čestica. Prema kvantnoj mehanici, oblast prostora u kojoj je verovatnoća pronalaženja elektrona najveća naziva seorbitalni. Što je elektron udaljeniji od jezgra, to je manja njegova energija interakcije sa jezgrom. Nastaju elektroni sa bliskim energijama nivo energije. Broj energetskih nivoa jednaki broj perioda, u kojoj se ovaj element nalazi u tabeli D.I. Mendeljejev. Postoje različiti oblici atomskih orbitala. (Sl. 4). D-orbitala i f-orbitala imaju složeniji oblik.

Rice. 4. Oblici atomskih orbitala

U elektronskoj ljusci bilo kog atoma ima tačno onoliko elektrona koliko ima protona u njegovom jezgru, tako da je atom kao celina električno neutralan. Elektroni u atomu su raspoređeni tako da je njihova energija minimalna. Što je elektron udaljeniji od jezgra, to je više orbitala i složenijeg su oblika. Svaki nivo i podnivo mogu zadržati samo određeni broj elektrona. Podnivoi se, pak, sastoje od orbitale.

Na prvom energetskom nivou, najbližem jezgru, može postojati jedna sferna orbitala ( 1 s). Na drugom energetskom nivou - sferna orbitala, velike veličine i tri p-orbitale: 2 s2 ppp. Na trećem nivou: 3 s3 ppp3 dddd.

Osim kretanja oko jezgra, elektroni imaju i kretanje, koje se može predstaviti kao njihovo kretanje oko vlastite ose. Ova rotacija se zove vrti ( u traci sa engleskog. "vreteno"). Samo dva elektrona sa suprotnim (antiparalelnim) spinovima mogu biti u jednoj orbitali.

Maksimum broj elektrona po nivo energije određuje se formulom N=2 n 2.

Gdje je n glavni kvantni broj (broj nivoa energije). Vidi tabelu. 2

Tab. 2

Ovisno o tome na kojoj se orbitali nalazi posljednji elektron, razlikuju se s-, str-, d-elementi. Elementi glavnih podgrupa pripadaju s-, str-elementi. U bočnim podgrupama su d-elementi

Grafički dijagram strukture elektronskih slojeva atoma (elektronska grafička formula).

Za opisivanje rasporeda elektrona u atomskim orbitalama koristi se elektronska konfiguracija. Da biste to napisali u liniji, orbitale su zapisane u legendi ( s--, str-, d-,f-orbitale), a ispred njih su brojevi koji označavaju broj energetskog nivoa. Što je broj veći, to je elektron udaljeniji od jezgra. Velikim slovima, iznad oznake orbitale, ispisuje se broj elektrona u ovoj orbitali (slika 5).

Rice. 5

Grafički, raspodjela elektrona u atomskim orbitalama može se predstaviti kao ćelije. Svaka ćelija odgovara jednoj orbitali. Biće tri takve ćelije za p-orbitalu, pet za d-orbitalu i sedam za f-orbitalu. Jedna ćelija može sadržavati 1 ili 2 elektrona. Prema Gundovo pravilo, elektroni su raspoređeni u orbitale iste energije (na primjer, u tri p-orbitale), prva po jedna, a tek kada u svakoj takvoj orbitali već postoji jedan elektron, počinje punjenje ovih orbitala drugim elektronima. Takvi elektroni se nazivaju upareno. To se objašnjava činjenicom da se u susjednim ćelijama elektroni manje odbijaju, kao slično nabijene čestice.

Vidi sl. 6 za atom 7 N.

Rice. 6

Elektronska konfiguracija atoma skandijuma

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

Elektroni na vanjskom energetskom nivou nazivaju se valentni elektroni. 21 sc odnosi se na d-elementi.

Sumiranje lekcije

Na lekciji se razmatrala struktura atoma, stanje elektrona u atomu, uveden je koncept "atomske orbitale i oblaka elektrona". Učenici su naučili kakav je oblik orbitala ( s-, str-, d-orbitale), koliki je maksimalni broj elektrona na energetskim nivoima i podnivoima, distribucija elektrona po energetskim nivoima, šta je s-, str- i d-elementi. Dat je grafički dijagram strukture elektronskih slojeva atoma (elektronsko-grafska formula).

Bibliografija

1. Rudžitis G.E. hemija. Osnove opšte hemije. 11. razred: udžbenik za obrazovne ustanove: osnovni nivo / G.E. Rudžitis, F.G. Feldman. - 14. izd. - M.: Obrazovanje, 2012.

2. Popel P.P. Hemija: 8. razred: udžbenik za opšteobrazovne ustanove / P.P. Popel, L.S. Krivlya. - K.: Informativni centar "Akademija", 2008. - 240 str.: ilustr.

3. A.V. Manuilov, V.I. Rodionov. Osnove hemije. Internet tutorial.

Zadaća

1. br. 5-7 (str. 22) Rudžitis G.E. hemija. Osnove opšte hemije. 11. razred: udžbenik za obrazovne ustanove: osnovni nivo / G.E. Rudžitis, F.G. Feldman. - 14. izd. - M.: Obrazovanje, 2012.

2. Napišite elektronske formule za sljedeće elemente: 6 C, 12 Mg, 16 S, 21 Sc.

3. Elementi imaju sljedeće elektronske formule: a) 1s 2 2s 2 2p 4 .b) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1. c) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 . Šta su ovi elementi?

Atom je najmanja čestica materije. Njegovo proučavanje počelo je u staroj Grčkoj, kada je pažnja ne samo naučnika, već i filozofa bila prikovana za strukturu atoma. Koja je elektronska struktura atoma i koje su osnovne informacije poznate o ovoj čestici?

Struktura atoma

Već su drevni grčki naučnici nagađali postojanje najmanjih hemijskih čestica koje čine bilo koji predmet i organizam. A ako je u XVII-XVIII vijeku. hemičari su bili sigurni da je atom nedjeljiva elementarna čestica, a zatim su na prijelazu iz 19. u 20. stoljeće uspjeli eksperimentalno dokazati da atom nije nedjeljiv.

Atom, kao mikroskopska čestica materije, sastoji se od jezgra i elektrona. Jezgro je 10.000 puta manje od atoma, ali je gotovo sva njegova masa koncentrisana u jezgru. Glavna karakteristika atomskog jezgra je da ima pozitivan naboj i da se sastoji od protona i neutrona. Protoni su pozitivno nabijeni, dok neutroni nemaju naboj (neutralni su).

One su međusobno povezane snažnom nuklearnom silom. Masa protona je približno jednaka masi neutrona, ali je u isto vrijeme 1840 puta veća od mase elektrona. Protoni i neutroni imaju zajednički naziv u hemiji - nukleoni. Sam atom je električno neutralan.

Atom bilo kojeg elementa može se označiti elektronskom formulom i elektronskom grafičkom formulom:

Rice. 1. Elektronsko-grafska formula atoma.

Jedini element u periodnom sistemu koji ne sadrži neutrone je laki vodonik (procijum).

Elektron je negativno nabijena čestica. Elektronski omotač se sastoji od elektrona koji se kreću oko jezgra. Elektroni imaju svojstva da budu privučeni jezgrom, a jedni na druge su pod utjecajem Kulonove interakcije. Da bi savladali privlačenje jezgra, elektroni moraju primiti energiju iz vanjskog izvora. Što je elektron udaljeniji od jezgra, za to je potrebno manje energije.

Atom Models

Naučnici su dugo vremena pokušavali razumjeti prirodu atoma. U ranoj fazi, drevni grčki filozof Demokrit dao je veliki doprinos. Iako nam se sada njegova teorija čini banalnom i previše jednostavnom, u vrijeme kada su se ideje o elementarnim česticama tek počele pojavljivati, njegova teorija o komadićima materije shvaćena je prilično ozbiljno. Demokrit je vjerovao da svojstva bilo koje tvari zavise od oblika, mase i drugih karakteristika atoma. Tako, na primjer, u blizini vatre, vjerovao je, postoje oštri atomi - dakle, vatra gori; voda ima glatke atome, tako da može da teče; u čvrstim objektima, po njegovom mišljenju, atomi su bili grubi.

Demokrit je vjerovao da se apsolutno sve sastoji od atoma, čak i ljudska duša.

Godine 1904, J. J. Thomson je predložio svoj model atoma. Glavne odredbe teorije svodile su se na činjenicu da je atom predstavljen kao pozitivno nabijeno tijelo, unutar kojeg su se nalazili elektroni s negativnim nabojem. Kasnije je ovu teoriju opovrgao E. Rutherford.

Rice. 2. Thomsonov model atoma.

Takođe 1904. japanski fizičar H. Nagaoka je predložio rani planetarni model atoma po analogiji sa planetom Saturnom. Prema ovoj teoriji, elektroni su ujedinjeni u prstenove i kruže oko pozitivno nabijenog jezgra. Ispostavilo se da je ova teorija pogrešna.

Godine 1911. E. Rutherford je, nakon niza eksperimenata, zaključio da je atom po svojoj strukturi sličan planetarnom sistemu. Na kraju krajeva, elektroni se, poput planeta, kreću orbitama oko teškog pozitivno nabijenog jezgra. Međutim, ovaj opis je bio u suprotnosti sa klasičnom elektrodinamikom. Tada je danski fizičar Niels Bohr 1913. godine uveo postulate, čija je suština bila da elektron, u nekim posebnim stanjima, ne zrači energiju. Tako su Borovi postulati pokazali da klasična mehanika nije primjenjiva na atome. Planetarni model koji je opisao Rutherford i dopunio Bohr nazvan je Bohr-Rutherfordov planetarni model.

Rice. 3. Bohr-Rutherfordov planetarni model.

Dalje proučavanje atoma dovelo je do stvaranja takvog odjeljka kao što je kvantna mehanika, uz pomoć koje su objašnjene mnoge naučne činjenice. Moderne ideje o atomu su se razvile iz Bohr-Rutherfordovog planetarnog modela Evaluacija izvještaja

Prosječna ocjena: 4.4. Ukupno primljenih ocjena: 469.