Elektronska struktura f. Struktura elektronske ljuske atoma

Hemikalije su stvari koje čine svijet oko nas.

Osobine svake hemijske supstance dele se na dve vrste: hemijske, koje karakterišu njenu sposobnost stvaranja drugih supstanci, i fizičke, koje se objektivno posmatraju i mogu se posmatrati odvojeno od hemijske transformacije. Na primjer, fizička svojstva supstance su njena stanje agregacije(čvrsta, tečna ili gasovita), toplotna provodljivost, toplotni kapacitet, rastvorljivost u raznim okruženjima(voda, alkohol, itd.), gustina, boja, ukus itd.

Transformacije nekih hemijske supstance u druge supstance nazivaju se hemijske pojave ili hemijske reakcije. Treba napomenuti da postoje i fizičke pojave, koje su, očigledno, praćene promjenom nekih fizička svojstva tvari bez pretvaranja u druge tvari. To fizičke pojave, na primjer, uključuju otapanje leda, smrzavanje ili isparavanje vode, itd.

O činjenici da u toku bilo kojeg procesa postoji a hemijski fenomen, možemo zaključiti posmatranjem karakteristike hemijske reakcije kao što su promjena boje, padavine, evolucija plina, evolucija topline i/ili svjetlosti.

Tako se, na primjer, zaključak o toku hemijskih reakcija može donijeti promatranjem:

Formiranje sedimenta prilikom ključanja vode, koji se u svakodnevnom životu naziva kamenac;

Oslobađanje toplote i svetlosti tokom paljenja vatre;

Promjena boje kriške svježe jabuke u zraku;

Stvaranje mjehurića plina tokom fermentacije tijesta itd.

Najsitnije čestice materije, koje u procesu kemijskih reakcija praktički ne prolaze kroz promjene, već su samo na nov način povezane jedna s drugom, nazivaju se atomi.

Sama ideja o postojanju takvih jedinica materije nastala je u antičke grčke u umovima antičkih filozofa, što zapravo objašnjava porijeklo pojma "atom", budući da "atomos" u doslovnom prijevodu sa grčkog znači "nedjeljiv".

Međutim, suprotno ideji starogrčkih filozofa, atomi nisu apsolutni minimum materije, tj. sami imaju složenu strukturu.

Svaki atom se sastoji od takozvanih subatomskih čestica - protona, neutrona i elektrona, označenih simbolima p + , n o i e - . Gornji indeks u korištenoj notaciji označava da proton ima jedinicu pozitivan naboj, elektron je pojedinačni negativni naboj, a neutron nema naboj.

Što se tiče kvalitativne strukture atoma, svaki atom ima sve protone i neutrone koncentrisane u takozvanom jezgru, oko kojeg elektroni formiraju elektronsku ljusku.

Proton i neutron imaju praktično iste mase, tj. m p ≈ m n , a masa elektrona je skoro 2000 puta manja od mase svakog od njih, tj. m p / m e ≈ m n / m e ≈ 2000.

Budući da je osnovno svojstvo atoma njegova električna neutralnost, a naboj jednog elektrona jednak je naboju jednog protona, iz ovoga se može zaključiti da je broj elektrona u bilo kojem atomu jednak broju protona.

Tako, na primjer, tabela ispod pokazuje mogući sastav atoma:

Vrsta atoma sa istim nuklearnim nabojem, tj. With isti broj protoni u njihovim jezgrima nazivaju se hemijskim elementom. Dakle, iz gornje tabele možemo zaključiti da atom1 i atom2 pripadaju jednom hemijskom elementu, a atom3 i atom4 drugom hemijskom elementu.

Svaki hemijski element ima svoje ime i pojedinačni simbol koji se čita na određeni način. Tako, na primjer, najjednostavniji hemijski element, čiji atomi sadrže samo jedan proton u jezgru, ima naziv "vodik" i označava se simbolom "H", koji se čita kao "pepeo", a hemijski element sa nuklearnim nabojem od +7 (tj. sadrži 7 protona) - "dušik", ima simbol "N", koji se čita kao "en".

Kao što možete vidjeti iz gornje tabele, atomi jednog hemijski element mogu se razlikovati u broju neutrona u jezgrima.

Atomi koji pripadaju istom hemijskom elementu, ali imaju različit iznos neutroni i, kao posljedica toga, masa, nazivaju se izotopi.

Tako, na primjer, hemijski element vodonik ima tri izotopa - 1 H, 2 H i 3 H. Indeksi 1, 2 i 3 iznad simbola H označavaju ukupan broj neutrona i protona. One. znajući da je vodonik hemijski element, koji se odlikuje činjenicom da se u jezgri njegovih atoma nalazi jedan proton, možemo zaključiti da u izotopu 1 H (1-1 = 0) uopće nema neutrona. izotop 2 H - 1 neutron (2-1=1) i u izotopu 3 H - dva neutrona (3-1=2). Budući da, kao što je već spomenuto, neutron i proton imaju iste mase, a masa elektrona je zanemarljiva u odnosu na njih, to znači da je izotop 2 H skoro dvostruko teži od izotopa 1 H, a izotop 3 H izotop je tri puta teži. U vezi sa tako velikom rasprostranjenošću u masama izotopa vodika, 2 H i 3 H izotopima su čak dodijeljena posebna pojedinačna imena i simboli, što nije tipično ni za jedan drugi kemijski element. Izotop 2 H je dobio naziv deuterijum i dobio je simbol D, a 3 H izotop je dobio ime tricijum i dobio simbol T.

Ako uzmemo masu protona i neutrona kao jedinicu, a zanemarimo masu elektrona, u stvari, gornji lijevi indeks, pored ukupnog broja protona i neutrona u atomu, može se smatrati njegovom masom, a stoga se ovaj indeks zove maseni broj i označeni su simbolom A. Budući da su protoni odgovorni za naboj jezgra bilo kojeg atoma, a naboj svakog protona se uslovno smatra +1, broj protona u jezgru naziva se broj naboja (Z ). Označavajući broj neutrona u atomu slovom N, matematički se odnos između masenog broja, broja naboja i broja neutrona može izraziti kao:

Prema moderne ideje, elektron ima dualnu prirodu (čestica-talas). Ima svojstva i čestice i talasa. Poput čestice, elektron ima masu i naboj, ali u isto vrijeme, tok elektrona, poput vala, karakterizira sposobnost difrakcije.

Za opisivanje stanja elektrona u atomu koriste se reprezentacije kvantna mehanika, prema kojem elektron nema određenu putanju kretanja i može se nalaziti u bilo kojoj tački u prostoru, ali s različitim vjerovatnoćama.

Područje prostora oko jezgra gdje je najvjerovatnije da će se naći elektron naziva se atomska orbitala.

Atomska orbitala može imati razne forme, veličina i orijentacija. Atomska orbitala se još naziva i oblak elektrona.

Grafički, jedna atomska orbitala obično se označava kao kvadratna ćelija:

Kvantna mehanika je izuzetno složena matematički aparat, tako unutra školski kurs hemije, razmatraju se samo posljedice kvantnomehaničke teorije.

Prema ovim posljedicama, svaka atomska orbitala i elektron koji se na njoj nalazi u potpunosti karakteriziraju 4 kvantna broja.

Glavni kvantni broj - n - određuje ukupnu energiju elektrona u datoj orbitali. Raspon vrijednosti glavnog kvantnog broja je sve cijeli brojevi, tj. n = 1,2,3,4, 5 itd.
Orbitalni kvantni broj - l - karakterizira oblik atomske orbitale i može uzeti bilo koju cjelobrojnu vrijednost od 0 do n-1, gdje je n, podsjetimo, glavni kvantni broj.

Orbitale sa l = 0 se nazivaju s-orbitale. s-orbitale su sferne i nemaju smjer u prostoru:

Orbitale sa l = 1 se nazivaju str-orbitale. Ove orbitale imaju oblik trodimenzionalne osmice, tj. oblik koji se dobija rotiranjem osmice oko ose simetrije, a spolja podseća na bučicu:

Orbitale sa l = 2 se nazivaju d-orbitale, i sa l = 3 – f-orbitale. Njihova struktura je mnogo složenija.

3) Magnetni kvantni broj - m l - određuje prostornu orijentaciju određene atomske orbitale i izražava projekciju orbitalni moment zamah po pravcu magnetsko polje. Magnetski kvantni broj m l odgovara orijentaciji orbitale u odnosu na smjer vektora jakosti vanjskog magnetskog polja i može imati bilo koje cjelobrojne vrijednosti od –l do +l, uključujući 0, tj. ukupno moguće vrijednosti je (2l+1). Tako, na primjer, sa l = 0 m l = 0 (jedna vrijednost), sa l = 1 m l = -1, 0, +1 (tri vrijednosti), sa l = 2 m l = -2, -1, 0, + 1 , +2 (pet vrijednosti magnetskog kvantnog broja) itd.

Tako, na primjer, p-orbitale, tj. orbitale s orbitalnim kvantnim brojem l = 1, koje imaju oblik "trodimenzionalne osmice", odgovaraju tri vrijednosti magnetskog kvantnog broja (-1, 0, +1), što zauzvrat odgovara u tri pravca u prostoru okomita jedan na drugi.

4) Spin kvantni broj (ili jednostavno spin) - m s - može se uslovno smatrati odgovornim za smjer rotacije elektrona u atomu, može poprimiti vrijednosti. Elektroni sa različitim spinovima označeni su vertikalnim strelicama koje pokazuju unutra različite strane: ↓ i .

Skup svih orbitala u atomu koje imaju istu vrijednost glavnog kvantnog broja naziva se energetski nivo ili elektronska školjka. Bilo koje proizvoljno nivo energije sa nekim brojem n se sastoji od n 2 orbitale.

Skup orbitala sa istim vrijednostima glavnog kvantnog broja i orbitalnog kvantnog broja je energetski podnivo.

Svaki energetski nivo, koji odgovara glavnom kvantnom broju n, sadrži n podnivoa. Zauzvrat, svaki energetski podnivo sa orbitalnim kvantnim brojem l sastoji se od (2l+1) orbitala. Dakle, s-podsloj se sastoji od jedne s-orbitale, p-podsloj - tri p-orbitale, d-podsloj - pet d-orbitala, a f-podsloj - sedam f-orbitala. Pošto se, kao što je već pomenuto, jedna atomska orbitala često označava sa jednom kvadratna ćelija, tada se s-, p-, d- i f-podnivoi mogu grafički predstaviti na sljedeći način:

Svaka orbitala odgovara pojedinačnom striktno definisanom skupu od tri kvantni brojevi n, l i m l .

Raspodjela elektrona u orbitalama naziva se konfiguracija elektrona.

Punjenje atomskih orbitala elektronima odvija se u skladu sa tri uslova:

Princip minimalne energije: Elektroni ispunjavaju orbitale počevši od najnižeg energetskog podnivoa. Redoslijed podnivoa po porastu energije je sljedeći: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;

Kako biste lakše zapamtili ovaj slijed popunjavanja elektronskih podnivoa, vrlo je zgodna sljedeća grafička ilustracija:

Paulijev princip: Svaka orbitala može zadržati najviše dva elektrona.

Ako postoji jedan elektron na orbitali, onda se naziva nesparen, a ako su dva, onda se nazivaju elektronski par.

Hundovo pravilo: najstabilnije stanje atoma je ono u kojem, unutar jednog podnivoa, atom ima najveći mogući broj nesparenih elektrona. Ovo najstabilnije stanje atoma naziva se osnovno stanje.

U stvari, gore navedeno znači da će se, na primjer, postavljanje 1., 2., 3. i 4. elektrona na tri orbitale p-podnivoa izvršiti na sljedeći način:

Punjenje atomskih orbitala od vodika, koji ima broj naelektrisanja 1, u kripton (Kr) sa brojem naelektrisanja 36, izvršiće se na sledeći način:

Sličan prikaz redoslijeda u kojem su atomske orbitale popunjene naziva se energetski dijagram. Na osnovu elektronskih dijagrama pojedinih elemenata možete zapisati njihove takozvane elektronske formule (konfiguracije). Tako, na primjer, element sa 15 protona i, kao rezultat, 15 elektrona, tj. fosfor (P) će imati sljedeći energetski dijagram:

Kada se prevede u elektronsku formulu, atom fosfora će poprimiti oblik:

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

Brojevi normalne veličine lijevo od simbola podnivoa pokazuju broj energetskog nivoa, a superkripti desno od simbola podnivoa pokazuju broj elektrona u odgovarajućem podnivou.

Ispod su elektronske formule prvih 36 elemenata D.I. Mendeljejev.

period	Artikl br.	simbol	naslov	elektronska formula
I	1	H	vodonik	1s 1
I	2	On	helijum	1s2
II	3	Li	litijum	1s2 2s1
	4	Budi	berilijum	1s2 2s2
	5	B	bor	1s 2 2s 2 2p 1
	6	C	ugljenik	1s 2 2s 2 2p 2
	7	N	nitrogen	1s 2 2s 2 2p 3
	8	O	kiseonik	1s 2 2s 2 2p 4
	9	F	fluor	1s 2 2s 2 2p 5
	10	Ne	neon	1s 2 2s 2 2p 6
III	11	N / A	natrijum	1s 2 2s 2 2p 6 3s 1
	12	mg	magnezijum	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2
	13	Al	aluminijum	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1
	14	Si	silicijum	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2
	15	P	fosfor	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3
	16	S	sumpor	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4
	17	Cl	hlor	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
	18	Ar	argon	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6
IV	19	K	kalijum	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1
	20	Ca	kalcijum	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2
	21	sc	skandij	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1
	22	Ti	titanijum	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2
	23	V	vanadij	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3
	24	Cr	hrom	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 s na d podnivo
	25	Mn	mangan	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5
	26	Fe	gvožđe	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6
	27	co	kobalt	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7
	28	Ni	nikla	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8
	29	Cu	bakar	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 s na d podnivo
	30	Zn	cink	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10
	31	Ga	galijum	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1
	32	Ge	germanijum	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2
	33	As	arsenik	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3
	34	Se	selen	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4
	35	Br	brom	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5
	36	kr	kripton	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6

Kao što je već spomenuto, u svom osnovnom stanju, elektroni u atomskim orbitalama su raspoređeni po principu najmanje energije. Ipak, u prisustvu praznih p-orbitala u osnovnom stanju atoma, često, kada mu se prenese višak energije, atom može biti prebačen u takozvano pobuđeno stanje. Tako, na primjer, atom bora u svom osnovnom stanju ima elektronsku konfiguraciju i energetski dijagram sljedećeg oblika:

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

I u pobuđenom stanju (*), tj. kada se atomu bora preda energija, njegova elektronska konfiguracija i energetski dijagram će izgledati ovako:

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

U zavisnosti od toga koji je podnivo u atomu zadnji popunjen, hemijski elementi se dele na s, p, d ili f.

Nalaženje s, p, d i f-elemenata u tabeli D.I. Mendeljejev:

s-elementi imaju zadnji s-podnivo koji treba popuniti. Ovi elementi uključuju elemente glavnih (lijevo u ćeliji tabele) podgrupa grupa I i II.
Za p-elemente, p-podnivo je popunjen. P-elementi obuhvataju poslednjih šest elemenata svakog perioda, osim prvog i sedmog, kao i elemente glavnih podgrupa III-VIII grupa.
d-elementi se nalaze između s- i p-elemenata u velikim periodima.
F-elementi se nazivaju lantanidi i aktinidi. Na dnu tabele ih postavlja D.I. Mendeljejev.

Periodični sistem elemenata Mendeljejeva. Struktura atoma.

PERIODIČNI SISTEM ELEMENATA MENDELEEV - klasifikacija hem. elementi koje je stvorio Rus. naučnik D. I. Mendeljejev na osnovu časopisa koje je otkrio (1869.). zakon.

Moderna tekst perioda. zakon: St-va elementi (manifestirani u jednostavnom-wah i složenicama) su u periodici. zavisnost od naboja jezgara njihovih atoma.

Naboj atomskog jezgra Z jednak je atomskom (rednom) broju hemikalije. element u P. s. e. M. Ako rasporedite sve elemente u rastućem redoslijedu Z. (vodik H, Z = 1; helijum He, Z = 2; litijum Li, Z = 3; berilij Be, Z = 4, itd.), tada formiraju 7 perioda. U svakom od ovih perioda primećuje se redovna promena St-in elemenata, od prvog elementa perioda (alkalni metal) do poslednjeg (plemeniti gas). Prvi period sadrži 2 elementa, 2. i 3. - po 8 elemenata, 4. i 5. - po 18, 6. - 32. U 7. periodu poznato je 19 elemenata. Drugi i treći period obično se nazivaju malim, svi sljedeći - velikim. Ako rasporedite periode u obliku horizontalnih redova, onda u primljenim. U tabeli će se naći 8 vertikala. stupovi; to su grupe elemenata sličnih po svojoj sv.

Svojstva elemenata unutar grupa se takođe redovno menjaju u zavisnosti od povećanja Z. Na primer, u grupi Li - Na - K - Rb - Cs - Fr, hemikalija se povećava. aktivnost metala, poboljšan DOS. karakter oksida i hidroksida.

Iz teorije strukture atoma slijedi da je periodičnost svetih elemenata posljedica zakona formiranja elektronskih ljuski oko jezgra. Kako se element Z povećava, atom postaje složeniji - povećava se broj elektrona koji okružuju jezgro i dolazi trenutak kada se završava punjenje jedne elektronske ljuske i počinje formiranje sljedeće, vanjske ljuske. U sistemu Mendeljejeva to se poklapa sa početkom novog perioda. Elementi sa 1, 2, 3 itd., elektronima u novoj ljusci su slični u St. vama onim elementima koji su takođe imali 1, 2, 3 itd., spoljnih elektrona, iako je njihov broj unutrašnji. bilo je jedna (ili nekoliko) elektronskih školjki manje: Na je sličan Li (jedan eksterni elektron), Mg - Be (2 eksterna elektrona); A1 - na B (3 eksterna elektrona) itd. Sa pozicijom elementa u P. s. e. M. povezan sa svojom hem. i mnogi drugi. fizički sv.

Predloženi skup (cca. 1000) opcija grafički. slike P. s. e. M. Najčešće 2 varijante P. s. e. M. - kratki i dugi stolovi; c.-l. nema suštinske razlike između njih. U prilogu je jedna od opcija za kratki sto. U tabeli su brojevi perioda dati u prvoj koloni (označeni arapskim brojevima 1 - 7). Brojevi grupa su označeni na vrhu rimskim brojevima I - VIII. Svaka grupa je podijeljena u dvije podgrupe - a i b. Skup elemenata na čelu sa elementima malih perioda, koji se ponekad nazivaju. glavne podgrupe a-m i (Li predvodi podgrupu alkalnih metala. F - halogeni, He - inertni gasovi itd.). U ovom slučaju nazivaju se preostale podgrupe elemenata velikih perioda. strana.

Elementi sa Z = 58 - 71 zbog posebne blizine strukture njihovih atoma i sličnosti njihove hemikalije. Sveci čine porodicu lantanida, koja je uključena u grupu III, ali se radi praktičnosti nalazi na dnu tabele. Elementi sa Z = 90 - 103 se često izdvajaju u familiju aktinida iz istih razloga. Nakon njih slijede element sa Z = 104 - kurchatov i element sa Z = 105 (vidi Nilsborium). U julu 1974. sove. fizičari su prijavili otkriće elementa sa Z = 106, a u januaru. 1976 - elementi sa Z = 107. Kasnije su sintetizirani elementi sa Z = 108 i 109. Niž. P. granica sa. e. M. je poznat - daje ga vodonik, jer ne može postojati element s nuklearnim nabojem manjim od jedan. Pitanje je koja je gornja granica P. s. e. M., odnosno do koje granične vrijednosti umjetnost može doseći. sinteza elemenata ostaje neriješena. (Teška jezgra su nestabilna, pa se americij sa Z = 95 i naknadni elementi ne nalaze u prirodi, već se dobijaju nuklearnim reakcijama; međutim, u području udaljenijih transuranskih elemenata očekuje se pojava tzv. ostrva stabilnosti , posebno za Z = 114.) čl. periodična sinteza novih elemenata. prava i P. s. e. M. igraju glavnu ulogu. Zakon i sistem Mendeljejeva su među najvažnijim generalizacijama prirodnih nauka, oni su u osnovi moderne. učenja o strukturi ostrva.

Elektronska struktura atoma.

Ovaj i sljedeći paragrafi opisuju modele elektronske ljuske atoma. Važno je razumjeti o čemu govorimo modeli. Pravi atomi su, naravno, složeniji i još uvijek ne znamo sve o njima. Međutim, savremeni teorijski model elektronske strukture atoma omogućava da se uspešno objasne, pa čak i predvide mnoga svojstva hemijskih elemenata, zbog čega se široko koristi u prirodnim naukama.

Za početak, razmotrimo detaljnije "planetarni" model koji je predložio N. Bohr (sl. 2-3 c).

Rice. 2-3 in. Borov "planetarni" model.

Danski fizičar N. Bohr je 1913. godine predložio model atoma u kojem se elektrone-čestice okreću oko atomskog jezgra na isti način kao što se planete okreću oko Sunca. 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 može objasniti mnoge eksperimentalne činjenice (više o tome u Odjeljku 2.7).

Elektronske orbite u Borovom modelu su označene cijelim brojevima 1, 2, 3, ... n, počevši od onog najbližeg jezgru. U nastavku ćemo takve orbite zvati nivoa. Sami nivoi su dovoljni da opišu elektronsku strukturu atoma vodika. Ali u složenijim atomima, kako se ispostavilo, nivoi se sastoje od bliskih energija podnivoa. Na primjer, 2. nivo se sastoji od dva podnivoa (2s i 2p). Treći nivo se sastoji od 3 podnivoa (3s, 3p i 3d) kao što je prikazano na sl. 2-6. Četvrti nivo (nije stao na sliku) sastoji se od podnivoa 4s, 4p, 4d, 4f. U odeljku 2.7 reći ćemo vam odakle tačno dolaze ova imena podnivoa i o fizičkim eksperimentima koji su omogućili da se "vide" elektronski nivoi i podnivoi u atomima.

Rice. 2-6. Bohrov model za atome složenije od atoma vodika. Crtež nije nacrtan u mjerilu - u stvari, podnivoi istog nivoa su mnogo bliži jedan drugom.

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 naseljavaju nivoe i podnivoe najbliže jezgru, jer je u ovom slučaju njihova energija manja nego da su naselili udaljenije nivoe. Svaki nivo i podnivo mogu zadržati samo određeni broj elektrona.

Podnivoi se, pak, sastoje od orbitale(nisu prikazani na slici 2-6). Slikovito rečeno, ako se elektronski oblak atoma uporedi sa gradom ili ulicom u kojoj "žive" svi elektroni datog atoma, onda se nivo može uporediti sa kućom, podnivo sa stanom, a orbitala sa prostorija za elektrone. Sve orbitale bilo kojeg podnivoa imaju istu energiju. Na s-podnivou postoji samo jedna "soba" - orbitala. Postoje 3 orbitale na p-podnivou, 5 na d-podnivou i čak 7 orbitala na f-podnivou. U svakoj "sobi" -orbitale mogu "živjeti" jedan ili dva elektrona. Zove se zabrana više od dva elektrona na istoj orbitali pauli ban- nazvan po naučniku koji je otkrio ovu važnu osobinu strukture atoma. Svaki elektron u atomu ima svoju "adresu", koja je napisana kao skup od četiri broja koji se naziva "kvant". Kvantni brojevi će biti detaljno razmotreni u Odjeljku 2.7. Ovdje samo spominjemo glavni kvantni broj n(vidi sliku 2-6), koja u "adresi" elektrona označava broj nivoa na kojem ovaj elektron postoji.

©2015-2019 stranica
Sva prava pripadaju njihovim autorima. Ova stranica ne tvrdi autorstvo, ali omogućava besplatno korištenje.
Datum kreiranja stranice: 20.08.2016

Koncept "atoma" poznat je čovječanstvu još od antičke Grčke. Prema izreci starih filozofa, atom je najmanja čestica koja je dio supstance.

Elektronska struktura atoma

Atom se sastoji od pozitivno nabijenog jezgra koje sadrži protone i neutrone. Elektroni se kreću po orbitama oko jezgra, od kojih se svaki može okarakterisati skupom od četiri kvantna broja: glavni (n), orbitalni (l), magnetni (m l) i spin (ms ili s).

Glavni kvantni broj određuje energiju elektrona i veličinu oblaka elektrona. Energija elektrona uglavnom zavisi od udaljenosti elektrona od jezgra: što je elektron bliži jezgru, to je njegova energija manja. Drugim riječima, glavni kvantni broj određuje lokaciju elektrona na određenom energetskom nivou (kvantnom sloju). Glavni kvantni broj ima vrijednosti niza cijelih brojeva od 1 do beskonačnosti.

Orbitalni kvantni broj karakterizira oblik elektronskog oblaka. Različiti oblik elektronskih oblaka uzrokuje promjenu energije elektrona unutar istog energetskog nivoa, tj. cijepajući ga na energetske podnivoe. Orbitalni kvantni broj može imati vrijednosti od nule do (n-1), ukupno n vrijednosti. Energetski podnivoi su označeni slovima:

Magnetski kvantni broj pokazuje orijentaciju orbitale u prostoru. Prihvata bilo koju cjelobrojnu vrijednost od (+l) do (-l), uključujući nulu. Broj mogućih vrijednosti magnetskog kvantnog broja je (2l+1).

Elektron koji se kreće u polju jezgra atoma, pored orbitalnog ugaonog momenta, ima i svoj ugaoni moment, koji karakteriše njegovu vretenastu rotaciju oko sopstvene ose. Ovo svojstvo elektrona naziva se spin. Vrijednost i orijentaciju spina karakterizira spin kvantni broj, koji može imati vrijednosti (+1/2) i (-1/2). Pozitivne i negativne vrijednosti spina povezane su s njegovim smjerom.

Prije nego što je sve navedeno postalo poznato i eksperimentalno potvrđeno, postojalo je nekoliko modela strukture atoma. Jedan od prvih modela strukture atoma predložio je E. Rutherford, koji je u eksperimentima na raspršivanju α-čestica pokazao da je gotovo cijela masa atoma koncentrisana u vrlo malom volumenu – pozitivno nabijenom jezgro. Prema njegovom modelu, elektroni se kreću oko jezgra na dovoljno velikoj udaljenosti, a njihov broj je takav da je atom, u cjelini, električno neutralan.

Rutherfordov model strukture atoma razvio je N. Bohr, koji je u svom istraživanju također spojio Ajnštajnovo učenje o svjetlosnim kvantima i Planckovu kvantnu teoriju zračenja. Louis de Broglie i Schrödinger dovršili su ono što su započeli i predstavili svijetu moderan model strukture atoma kemijskog elementa.

Primjeri rješavanja problema

PRIMJER 1

Vježbajte

Navedite broj protona i neutrona koji se nalaze u jezgrima dušika (atomski broj 14), silicija (atomski broj 28) i barija (atomski broj 137).

Rješenje

Broj protona u jezgru atoma nekog hemijskog elementa određen je njegovim serijskim brojem u periodnom sistemu, a broj neutrona je razlika između masenog broja (M) i nuklearnog naboja (Z).

Nitrogen:

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

silicijum:

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

barijum:

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

Odgovori

Broj protona u jezgru dušika je 7, neutrona - 7; u jezgru atoma kremena nalazi se 14 protona, 14 neutrona; u jezgru atoma barija nalazi se 56 protona i 81 neutron.

PRIMJER 2

Vježbajte

Rasporedite energetske podnivoe u redoslijedu njihovog punjenja elektronima:

a) 3p, 3d, 4s, 4p;

b) 4d , 5s, 5p, 6s;

c) 4f , 5s , 6p; 4d , 6s;

d) 5d, 6s, 6p, 7s, 4f .

Rješenje

Energetski podnivoi su ispunjeni elektronima u skladu sa pravilima Klečkovskog. Preduvjet je minimalna vrijednost zbira glavnog i orbitalnog kvantnog broja. S-podnivo karakteriše broj 0, p - 1, d - 2 i f-3. Drugi uslov je da se prvi popuni podnivo sa najnižom vrednošću glavnog kvantnog broja.

Odgovori

a) Orbitale 3p, 3d, 4s, 4p će odgovarati brojevima 4, 5, 4 i 5. Dakle, punjenje elektronima će se odvijati u sljedećem nizu: 3p, 4s, 3d, 4p.

b) Orbitale 4d , 5s, 5p, 6s će odgovarati brojevima 7, 5, 6 i 6. Stoga će se punjenje elektronima odvijati u sljedećem nizu: 5s, 5p, 6s, 4d.

c) Orbitale 4f , 5s , 6p; 4d , 6s će odgovarati brojevima 7, 5, 76 i 6. Stoga će se punjenje elektronima odvijati u sljedećem nizu: 5s, 4d , 6s, 4f, 6p.

d) Orbitale 5d, 6s, 6p, 7s, 4f će odgovarati brojevima 7, 6, 7, 7 i 7. Stoga će se punjenje elektronima odvijati u sljedećem nizu: 6s, 4f, 5d, 6p, 7s.

Pošto jezgra reagujućih atoma ostaju nepromenjena tokom hemijskih reakcija (sa izuzetkom radioaktivnih transformacija), hemijska svojstva atoma zavise od strukture njihovih elektronskih omotača. Teorija elektronska struktura atoma na osnovu aparata kvantne mehanike. Dakle, struktura energetskih nivoa atoma može se dobiti na osnovu kvantnomehaničkih proračuna vjerovatnoća pronalaženja elektrona u prostoru oko atomskog jezgra ( pirinač. 4.5).

Rice. 4.5. Šema podjele energetskih nivoa na podnivoe

Osnove teorije elektronske strukture atoma svode se na sljedeće odredbe: stanje svakog elektrona u atomu karakteriziraju četiri kvantna broja: glavni kvantni broj n = 1, 2, 3,; orbitala (azimut) l=0,1,2, n–1; magnetna m l = –l, –1,0,1,  l; spin m s = -1/2, 1/2 .

Prema Paulijev princip, u istom atomu ne mogu postojati dva elektrona koji imaju isti skup od četiri kvantna broja n,l,m l , m s; skupovi elektrona sa istim glavnim kvantnim brojevima n formiraju elektronske slojeve, ili energetske nivoe atoma, numerisane od jezgra i označene kao K, L, M, N, O, P, Q, štaviše, u energetskom sloju sa datom vrijednošću n ne može biti više od 2n 2 elektrona. Skupovi elektrona sa istim kvantnim brojevima n i l, formiraju podnivoe, koji se označavaju kako se udaljavaju od jezgra kao s, p, d, f.

Probbilistički nalaz položaja elektrona u prostoru oko atomskog jezgra odgovara Heisenbergovom principu nesigurnosti. Prema kvantnomehaničkim konceptima, elektron u atomu nema određenu putanju kretanja i može se nalaziti u bilo kojem dijelu prostora oko jezgre, a njegovi različiti položaji se smatraju oblakom elektrona s određenom negativnom gustoćom naboja. Prostor oko jezgra, u kojem će se najvjerovatnije naći elektron, naziva se orbitalni. Sadrži oko 90% elektronskog oblaka. Svaki podnivo 1s, 2s, 2p itd. odgovara određenom broju orbitala određenog oblika. Na primjer, 1s- i 2s- Orbitale su sferne i 2p-orbitale ( 2p x , 2p y , 2p z-orbitale) su orijentirane u međusobno okomitim smjerovima i imaju oblik bučice ( pirinač. 4.6).

Rice. 4.6. Oblik i orijentacija elektronskih orbitala.

Tokom hemijskih reakcija, atomsko jezgro se ne menja, menjaju se samo elektronske ljuske atoma, čija struktura objašnjava mnoga svojstva hemijskih elemenata. Na osnovu teorije elektronske strukture atoma ustanovljeno je duboko fizičko značenje Mendeljejevljevog periodičnog zakona hemijskih elemenata i stvorena teorija hemijske veze.

Teorijsko utemeljenje periodnog sistema hemijskih elemenata uključuje podatke o strukturi atoma, koji potvrđuju postojanje veze između periodičnosti promena svojstava hemijskih elemenata i periodičnog ponavljanja sličnih vrsta elektronskih konfiguracija njihovih atoma.

U svjetlu doktrine o strukturi atoma, Mendeljejevljeva podjela svih elemenata na sedam perioda postaje opravdana: broj perioda odgovara broju energetskih nivoa atoma ispunjenih elektronima. U malim periodima, sa porastom pozitivnog naboja atomskih jezgara, broj elektrona na vanjskom nivou raste (od 1 do 2 u prvom periodu, a od 1 do 8 u drugom i trećem periodu), što objašnjava promjena svojstava elemenata: na početku perioda (osim prvog) postoji alkalni metal, zatim dolazi do postepenog slabljenja metalnih svojstava i povećanja nemetalnih. Ova pravilnost se može pratiti za elemente drugog perioda u tabela 4.2.

Tabela 4.2.

U velikim periodima, sa povećanjem naboja jezgara, punjenje nivoa elektronima je teže, što objašnjava kompleksniju promjenu svojstava elemenata u odnosu na elemente malih perioda.

Ista priroda svojstava hemijskih elemenata u podgrupama objašnjava se sličnom strukturom vanjskog energetskog nivoa, kao što je prikazano u tab. 4.3 ilustrujući redosled elektronskog punjenja energetskih nivoa za podgrupe alkalnih metala.

Tabela 4.3.

Broj grupe, u pravilu, označava broj elektrona u atomu koji mogu sudjelovati u formiranju kemijskih veza. Ovo je fizičko značenje broja grupe. Na četiri mjesta u periodnom sistemu, elementi nisu u rastućem redoslijedu atomskih masa: Ar i K,co i Ni,Te i I,Th i Pa. Ova odstupanja su smatrana nedostacima periodnog sistema hemijskih elemenata. Doktrina o strukturi atoma objasnila je ova odstupanja. Eksperimentalno određivanje nuklearnih naboja pokazalo je da raspored ovih elemenata odgovara povećanju naboja njihovih jezgara. Osim toga, eksperimentalno određivanje naboja atomskih jezgri omogućilo je određivanje broja elemenata između vodika i uranijuma, kao i broja lantanida. Sada su sva mjesta u periodnom sistemu popunjena u intervalu od Z=1 prije Z=114 Međutim, periodni sistem nije potpun, moguće je otkriće novih transuranskih elemenata.

Pogledajmo kako je izgrađen atom. Imajte na umu da ćemo govoriti samo o modelima. U praksi, atomi su mnogo složenija struktura. Ali zahvaljujući modernom razvoju, u mogućnosti smo objasniti, pa čak i uspješno predvidjeti svojstva (čak i ako ne sve). Dakle, kakva je struktura atoma? Od čega je napravljeno"?

Planetarni model atoma

Prvi ga je predložio danski fizičar N. Bohr 1913. godine. Ovo je prva teorija strukture atoma zasnovana na naučnim činjenicama. Osim toga, postavila je temelje modernoj tematskoj terminologiji. U njemu elektroni-čestice proizvode rotacijske pokrete oko atoma po istom principu kao i planete oko Sunca. Bohr je sugerirao da one mogu postojati samo u orbitama koje se nalaze na strogo određenoj udaljenosti od jezgra. Zašto tačno, naučnik sa pozicije nauke nije mogao da objasni, ali je takav model potvrđen brojnim eksperimentima. Za označavanje orbite korišteni su cjelobrojni brojevi, počevši od jedinice koja je numerirana najbliže jezgru. Sve ove orbite se takođe nazivaju nivoima. Atom vodonika ima samo jedan nivo na kojem jedan elektron rotira. Ali složeni atomi imaju više nivoa. Podijeljeni su na komponente koje ujedinjuju elektrone bliskog energetskog potencijala. Dakle, drugi već ima dva podnivoa - 2s i 2p. Treći već ima tri - 3s, 3p i 3d. I tako dalje. Prvo se „naseljuju“ podnivoi bliže jezgru, a zatim i udaljeni. Svaki od njih može zadržati samo određeni broj elektrona. Ali ovo nije kraj. Svaki podnivo je podijeljen na orbitale. Hajde da napravimo poređenje sa običnim životom. Elektronski oblak atoma je uporediv sa gradom. Nivoi su ulice. Podnivo - privatna kuća ili stan. Orbital - soba. Svaki od njih "živi" jedan ili dva elektrona. Svi imaju određene adrese. Ovo je bio prvi dijagram strukture atoma. I na kraju, o adresama elektrona: one su određene skupovima brojeva, koji se nazivaju "kvantnim".

talasni model atoma

Ali tokom vremena, planetarni model je revidiran. Predložena je druga teorija strukture atoma. Savršeniji je i omogućava objašnjenje rezultata praktičnih eksperimenata. Talasni model atoma, koji je predložio E. Schrödinger, zamijenio je prvi. Tada je već utvrđeno da se elektron može manifestirati ne samo kao čestica, već i kao val. Šta je radio Šredinger? On je primijenio jednačinu koja opisuje kretanje vala u Tako se ne može pronaći putanja elektrona u atomu, već vjerovatnoća njegovog otkrivanja u određenoj tački. Obje teorije objedinjuje činjenica da se elementarne čestice nalaze na određenim nivoima, podnivoima i orbitalama. Tu prestaje sličnost modela. Dozvolite mi da vam dam jedan primer – u teoriji talasa, orbitala je oblast u kojoj će biti moguće pronaći elektron sa verovatnoćom od 95%. Ostatak prostora čini 5%, ali se na kraju ispostavilo da su karakteristike strukture atoma prikazane pomoću valnog modela, uprkos činjenici da je terminologija koja se koristi opšta.

Koncept vjerovatnoće u ovom slučaju

Zašto je korišćen ovaj izraz? Heisenberg je 1927. godine formulisao princip nesigurnosti, koji se danas koristi za opisivanje kretanja mikročestica. Temelji se na njihovoj fundamentalnoj razlici od običnih fizičkih tijela. Šta je? Klasična mehanika je pretpostavljala da osoba može posmatrati fenomene bez uticaja na njih (posmatranje nebeskih tijela). Na osnovu primljenih podataka moguće je izračunati gdje će se objekat nalaziti u određenom trenutku. Ali u mikrokosmosu stvari su nužno drugačije. Tako, na primjer, promatrati elektron bez utjecaja sada nije moguće jer su energije instrumenta i čestice neuporedive. To dovodi do činjenice da se njegova lokacija elementarne čestice, stanje, smjer, brzina kretanja i drugi parametri mijenjaju. I nema smisla govoriti o tačnim karakteristikama. Sam princip nesigurnosti nam govori da je nemoguće izračunati tačnu putanju elektrona oko jezgra. Možete samo odrediti vjerovatnoću pronalaženja čestice u određenom području prostora. Ovo je posebnost strukture atoma hemijskih elemenata. Ali to bi trebali uzeti u obzir isključivo naučnici u praktičnim eksperimentima.

Sastav atoma

Ali hajde da se fokusiramo na celu temu. Dakle, pored dobro promišljene elektronske ljuske, druga komponenta atoma je jezgro. Sastoji se od pozitivno nabijenih protona i neutralnih neutrona. Svima nam je poznat periodni sistem. Broj svakog elementa odgovara broju protona koje ima. Broj neutrona jednak je razlici između mase atoma i broja njegovih protona. Može doći do odstupanja od ovog pravila. Tada kažu da je prisutan izotop elementa. Struktura atoma je takva da je "okružen" elektronskom ljuskom. obično jednak broju protona. Masa potonjeg je oko 1840 puta veća od mase prvog i približno je jednaka težini neutrona. Poluprečnik jezgra je oko 1/200 000 prečnika atoma. On sam ima sferni oblik. Ovo je, općenito, struktura atoma kemijskih elemenata. Uprkos razlici u masi i svojstvima, izgledaju otprilike isto.

Orbite

Govoreći o tome kakva je shema strukture atoma, o njima se ne može šutjeti. Dakle, postoje ove vrste:

s. Imaju sferni oblik.
str. Izgledaju kao obimne osmice ili vreteno.
d i f. Imaju složen oblik koji je teško opisati formalnim jezikom.

Elektron svakog tipa može se naći sa vjerovatnoćom od 95% na teritoriji odgovarajuće orbitale. Iznesene informacije se moraju shvatiti smireno, jer je to prije apstraktni matematički model nego fizičko stvarno stanje stvari. Ali uz sve ovo, ima dobru prediktivnu moć u pogledu hemijskih svojstava atoma, pa čak i molekula. Što je nivo dalje od jezgra, to se više elektrona može staviti na njega. Dakle, broj orbitala se može izračunati pomoću posebne formule: x 2. Ovdje je x jednako broju nivoa. A pošto se na orbitalu mogu postaviti do dva elektrona, onda će na kraju formula za njihovo numeričko pretraživanje izgledati ovako: 2x 2.

Orbite: tehnički podaci

Ako govorimo o strukturi atoma fluora, onda će on imati tri orbitale. Svi oni će biti popunjeni. Energija orbitala unutar istog podnivoa je ista. Da biste ih označili, dodajte broj sloja: 2s, 4p, 6d. Vraćamo se na razgovor o strukturi atoma fluora. Imaće dva s- i jedan p-podnivo. Ima devet protona i isti broj elektrona. Prvi s-nivo. Ovo su dva elektrona. Zatim drugi s-nivo. Još dva elektrona. I 5 ispunjava p-nivo. Evo njegove strukture. Nakon što pročitate sljedeći podnaslov, sami možete poduzeti potrebne radnje i uvjeriti se sami. Ako govorimo o tome kome pripada i fluor, onda treba napomenuti da se, iako su u istoj grupi, potpuno razlikuju po svojim karakteristikama. Dakle, njihova tačka ključanja se kreće od -188 do 309 stepeni Celzijusa. Pa zašto su spojeni? Sve zahvaljujući hemijskim svojstvima. Svi halogeni, a u najvećoj meri fluor, imaju najveću oksidacionu moć. Reaguju s metalima i mogu se spontano zapaliti na sobnoj temperaturi bez ikakvih problema.

Kako se pune orbite?

Po kojim su pravilima i principima uređeni elektroni? Predlažemo da se upoznate sa tri glavna, čija je formulacija pojednostavljena radi boljeg razumijevanja:

Princip najmanje energije. Elektroni imaju tendenciju da popune orbitale po redu porasta energije.
Paulijev princip. Jedna orbitala ne može sadržavati više od dva elektrona.
Hundovo pravilo. Unutar jednog podnivoa, elektroni prvo popunjavaju slobodne orbitale, a tek onda formiraju parove.

Što se tiče punjenja, struktura atoma će također pomoći u ovom slučaju, postat će razumljivija u smislu slike. Stoga ga je u praktičnom radu sa konstrukcijom sklopova elemenata potrebno držati pri ruci.

Primjer

Da biste sumirali sve što je rečeno u okviru članka, možete napraviti uzorak kako su elektroni atoma raspoređeni po svojim nivoima, podnivoima i orbitalama (odnosno kakva je konfiguracija nivoa). Može se prikazati kao formula, energetski dijagram ili kao dijagram sloja. Ovdje se nalaze vrlo dobre ilustracije koje, nakon pomnog pregleda, pomažu da se razumije struktura atoma. Dakle, prvi nivo se popunjava prvi. Ima samo jedan podnivo, u kojem postoji samo jedna orbitala. Svi nivoi se popunjavaju uzastopno, počevši od najmanjeg. Prvo, unutar jednog podnivoa, jedan elektron je smješten u svaku orbitalu. Zatim se stvaraju parovi. A ako ima slobodnih, prebacuje se na drugi predmet popunjavanja. A sada možete samostalno saznati koja je struktura atoma dušika ili fluora (što se ranije razmatralo). U početku može biti malo nezgodno, ali možete se kretati gledajući slike. Radi jasnoće, pogledajmo strukturu atoma dušika. Ima 7 protona (zajedno sa neutronima koji čine jezgro) i isti broj elektrona (koji čine elektronski omotač). Prvi s-nivo se popunjava prvi. Ima 2 elektrona. Zatim dolazi drugi s-nivo. Takođe ima 2 elektrona. A ostala tri su postavljena na p-nivou, gdje svaki od njih zauzima jednu orbitalu.

Zaključak

Kao što vidite, struktura atoma i nije tako teška tema (ako joj pristupite iz perspektive školskog kursa hemije, naravno). I nije teško razumjeti ovu temu. Na kraju, želio bih vas obavijestiti o nekim karakteristikama. Na primjer, kada govorimo o strukturi atoma kisika, znamo da on ima osam protona i 8-10 neutrona. A pošto sve u prirodi teži ravnoteži, dva atoma kiseonika formiraju molekul, gde dva nesparena elektrona formiraju kovalentnu vezu. Slično, formira se još jedna stabilna molekula kiseonika, ozon (O 3 ). Poznavajući strukturu atoma kisika, moguće je ispravno formulirati oksidativne reakcije koje uključuju najčešću supstancu na Zemlji.