Aatomi struktuuri valem. Aatomite elektronkestade struktuur

Atom- aine väikseim keemiliselt jagamatu osake. 20. sajandil selgitati välja aatomi keeruline struktuur. Aatomid koosnevad positiivselt laetud ainetest tuumad ja negatiivselt laetud elektronidest moodustatud kest. Vaba aatomi kogulaeng on null, kuna tuuma laengud ja elektronkiht tasakaalustavad üksteist. Sel juhul on tuuma laeng võrdne elemendi arvuga perioodilisustabelis ( aatomnumber) ja võrdub elektronide koguarvuga (elektronilaeng on –1).

Aatomituum koosneb positiivselt laetud tuumadest prootonid ja neutraalsed osakesed - neutronid millel pole tasu. Aatomi koostises olevate elementaarosakeste üldised omadused saab esitada tabeli kujul:

Prootonite arv on võrdne tuuma laenguga, seega võrdne aatomarvuga. Aatomis olevate neutronite arvu leidmiseks on vaja aatomi massist (prootonite ja neutronite masside summast) lahutada tuumalaeng (prootonite arv).

Näiteks naatriumi aatomis 23 Na on prootonite arv p = 11 ja neutronite arv n = 23 − 11 = 12

Neutronite arv sama elemendi aatomites võib olla erinev. Selliseid aatomeid nimetatakse isotoobid .

Ka aatomi elektronkihil on keeruline struktuur. Elektronid paiknevad energiatasanditel (elektroonilistel kihtidel).

Tasemearv iseloomustab elektronide energiat. See on tingitud asjaolust, et elementaarosakesed võivad energiat edastada ja vastu võtta mitte suvaliselt väikestes kogustes, vaid teatud portsjonites - kvantides. Mida kõrgem on tase, seda rohkem on elektronil energiat. Kuna mida madalam on süsteemi energia, seda stabiilsem see on (võrrelge suure potentsiaalse energiaga mäe tipus oleva kivi madalat stabiilsust ja sama kivi stabiilset asendit allpool tasandikul, kui selle energia on palju madalam), esmalt täidetakse madala elektronenergiaga tasemed ja alles seejärel - kõrged.

Maksimaalse elektronide arvu, mida tase võib hoida, saab arvutada järgmise valemi abil:
N \u003d 2n 2, kus N on maksimaalne elektronide arv tasemel,
n - taseme number.

Siis esimese taseme jaoks N = 2 1 2 = 2,

teise jaoks N = 2 2 2 = 8 jne.

Põhiliste (A) alarühmade elementide elektronide arv välistasandil on võrdne rühma numbriga.

Enamikus kaasaegsetes perioodilisustabelites on elektronide paigutus tasemete järgi näidatud elemendiga lahtris. Väga tähtis mõista, et tasemeid loetakse ülespoole, mis vastab nende energiale. Seetõttu on naatriumiga lahtris numbrite veerg:
1
8
2

esimesel tasemel - 2 elektroni,

teisel tasemel - 8 elektroni,

3. tasemel - 1 elektron
Olge ettevaatlik, väga levinud viga!

Elektronide jaotust tasemete vahel saab esitada diagrammina:
11 Na)))
2 8 1

Kui perioodilisustabel ei näita elektronide jaotust tasemete järgi, saate juhinduda järgmiselt:

• maksimaalne elektronide arv: 1. tasemel mitte rohkem kui 2 e - ,
  2. - 8 e - ,
  välistasandil - 8 e − ;
• elektronide arv välistasandil (esimese 20 elemendi puhul on see sama, mis rühma number)

Naatriumi puhul on arutluskäik järgmine:

1. Elektronide koguarv on 11, seega on esimene tasand täidetud ja sisaldab 2 e − ;
2. Kolmas, välimine tase sisaldab 1 e − (I rühm)
3. Teine tase sisaldab ülejäänud elektrone: 11 − (2 + 1) = 8 (täielikult täidetud)

* Ühendis oleva vaba aatomi ja aatomi selgemaks eristamiseks soovitavad mitmed autorid kasutada terminit "aatom" ainult vaba (neutraalse) aatomi tähistamiseks ja kõigile aatomitele, sealhulgas ühendites sisalduvatele, nad pakuvad välja termini "aatomiosakesed". Kuidas nende tähtaegade saatus kujuneb, näitab aeg. Meie vaatenurgast on aatom definitsiooni järgi osake, seetõttu võib väljendit "aatomiosakesed" pidada tautoloogiaks ("võiõli").

2. Ülesanne. Ühe reaktsiooniprodukti aine koguse arvutamine, kui lähteaine mass on teada.
Näide:

Kui suur kogus vesinikku eraldub tsingi ja 146 g kaaluva vesinikkloriidhappe koosmõjul?

Lahendus:

1. Kirjutame reaktsioonivõrrandi: Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2
2. Leidke vesinikkloriidhappe molaarmass: M (HCl) \u003d 1 + 35,5 \u003d 36,5 (g / mol)
   (vaatame iga elemendi molaarmassi, mis on arvuliselt võrdne suhtelise aatommassiga, perioodilisustabelis elemendi märgi all ja ümardame selle täisarvudeni, välja arvatud kloor, milleks võetakse 35,5)
3. Leidke vesinikkloriidhappe aine kogus: n (HCl) \u003d m / M \u003d 146 g / 36,5 g / mol \u003d 4 mol
4. Kirjutame saadaolevad andmed reaktsioonivõrrandi kohale ja võrrandi alla - moolide arv vastavalt võrrandile (võrdne aine ees oleva koefitsiendiga):
   4 mol x mol
   Zn + 2HCl \u003d ZnCl2 + H2
   2 mol 1 mol
5. Teeme proportsiooni:
   4 mol - x sünnimärk
   2 mol - 1 mol
   (või koos selgitusega:
   4 moolist vesinikkloriidhapet saad x mool vesinikku
   ja 2 mol - 1 mol)
6. Leiame x:
   x= 4 mol 1 mol / 2 mol = 2 mol

Vastus: 2 mol.

MÄÄRATLUS

Atom on väikseim keemiline osake.

Keemiliste ühendite mitmekesisus tuleneb keemiliste elementide aatomite erinevast kombinatsioonist molekulideks ja mittemolekulaarseteks aineteks. Aatomi võime siseneda keemilistesse ühenditesse, selle keemilised ja füüsikalised omadused on määratud aatomi struktuuriga. Sellega seoses on keemia jaoks ülimalt oluline aatomi sisemine struktuur ja ennekõike selle elektronkihi struktuur.

Aatomi ehituse mudelid

19. sajandi alguses taaselustas D. Dalton atomistliku teooria, tuginedes selleks ajaks tuntud keemia põhiseadustele (koostise püsivus, mitmekordsed suhted ja ekvivalendid). Esimesed katsed viidi läbi aine struktuuri uurimiseks. Vaatamata tehtud avastustele (sama elemendi aatomitel on samad omadused ja teiste elementide aatomitel erinevad omadused, võeti kasutusele aatommassi mõiste), peeti aatomit jagamatuks.

Pärast eksperimentaalsete tõendite saamist (XIX sajandi lõpp - XX sajandi algus) aatomi struktuuri keerukuse kohta (fotoelektriline efekt, katood ja röntgenikiirgus, radioaktiivsus) leiti, et aatom koosneb negatiivselt ja positiivselt laetud osakestest, mis interakteeruvad üksteist.

Need avastused andsid tõuke aatomi struktuuri esimeste mudelite loomisele. Pakuti välja üks esimesi mudeleid J. Tomson(1904) (joonis 1): aatomit esitleti "positiivse elektri merena", milles elektronid võnkuvad.

Pärast katseid α-osakestega, 1911. a. Rutherford pakkus välja nn planetaarne mudel aatomi struktuur (joonis 1), sarnane Päikesesüsteemi ehitusega. Planeedimudeli järgi on aatomi keskmes väga väike tuum laenguga Z e, mille suurus on ligikaudu 1 000 000 korda väiksem aatomi enda suurusest. Tuum sisaldab peaaegu kogu aatomi massi ja sellel on positiivne laeng. Elektronid liiguvad tuuma ümber orbiitidel, mille arvu määrab tuuma laeng. Elektronide välimine trajektoor määrab aatomi välismõõtmed. Aatomi läbimõõt on 10 -8 cm, samas kui tuuma läbimõõt on palju väiksem -10 -12 cm.

Riis. 1 Aatomi struktuuri mudelid Thomsoni ja Rutherfordi järgi

Aatomispektrite uurimise katsed näitasid aatomi struktuuri planetaarse mudeli ebatäiuslikkust, kuna see mudel on vastuolus aatomispektrite joonstruktuuriga. Rutherfordi mudeli, Einsteini valguskvantide teooria ja kiirguse kvantteooria põhjal Planck Niels Bohr (1913) sõnastatud postulaadid, mis sisaldab aatomiteooria(joonis 2): elektron saab pöörlema ​​ümber tuuma mitte mis tahes, vaid ainult teatud kindlatel orbiitidel (statsionaarne), liikudes mööda sellist orbiiti, ei kiirga elektromagnetenergiat, kiirgust (elektromagneti kvanti neeldumine või emissioon). energia) tekib elektronide üleminekul (hüppelaadselt) ühelt orbiidilt teisele.

Riis. 2. Aatomi ehituse mudel N. Bohri järgi

Aatomi ehitust iseloomustav akumuleeritud katsematerjal näitas, et elektronide, aga ka teiste mikroobjektide omadusi ei saa kirjeldada klassikalise mehaanika mõistete alusel. Mikroosakesed järgivad kvantmehaanika seadusi, millest sai loomise aluseks aatomi ehituse kaasaegne mudel.

Kvantmehaanika peamised teesid:

- energiat kiirgavad ja neelavad kehad eraldi portsjonitena - kvantid, seetõttu muutub osakeste energia järsult;

- elektronid ja teised mikroosakesed on kahetise olemusega - sellel on nii osakeste kui ka lainete omadused (osakeste-laine dualism);

— kvantmehaanika eitab mikroosakeste jaoks teatud orbiitide olemasolu (liikuvate elektronide täpset asukohta on võimatu määrata, kuna need liiguvad ruumis tuuma lähedal, saab määrata vaid elektroni leidmise tõenäosuse ruumi erinevates osades).

Tuumalähedast ruumi, milles elektroni leidmise tõenäosus on piisavalt suur (90%), nimetatakse orbitaal.

kvantarvud. Pauli põhimõte. Klechkovsky reeglid

Elektroni olekut aatomis saab kirjeldada nelja abil kvantarvud.

n on peamine kvantarv. Iseloomustab elektroni koguenergiat aatomis ja energiataseme arvu. n võtab täisarvu väärtused 1 kuni ∞. Elektronil on väikseim energia, kui n=1; n - energia suurenemisega. Aatomi olekut, mil selle elektronid on sellisel energiatasemel, et nende koguenergia on minimaalne, nimetatakse põhiolekuks. Kõrgemate väärtustega olekuid nimetatakse põnevil. Energiatasemeid tähistatakse araabia numbritega vastavalt n väärtusele. Elektronid saab paigutada seitsmesse tasandisse, seetõttu eksisteerib tegelikkuses n vahemikus 1 kuni 7. Peamine kvantarv määrab elektronipilve suuruse ja määrab elektroni keskmise raadiuse aatomis.

l on orbiidi kvantarv. See iseloomustab elektronide energiavaru alamtasandil ja orbitaali kuju (tabel 1). Aktsepteerib täisarvväärtusi 0 kuni n-1. Olen sõltuv n-st. Kui n=1, siis l=0, mis tähendab, et 1. tasemel on 1. alamtase.

mina on magnetiline kvantarv. Iseloomustab orbitaali orientatsiooni ruumis. Aktsepteerib täisarvu väärtusi vahemikus –l kuni 0 kuni +l. Seega, kui l=1 (p-orbitaal), saab m e väärtused -1, 0, 1 ja orbitaali orientatsioon võib olla erinev (joonis 3).

Riis. 3. Üks võimalikke orientatsioone p-orbitaalruumis

s on spinni kvantarv. Iseloomustab elektroni enda pöörlemist ümber telje. See võtab väärtused -1/2 (↓) ja +1/2 (). Kahel samal orbitaalil asuval elektronil on antiparalleelsed spinnid.

Määratakse elektronide olek aatomites Pauli põhimõte: aatomil ei saa olla kahte elektroni, millel on sama kvantarvude hulk. Orbitaalide elektronidega täitmise järjestuse määrab Klechkovski reeglid: orbitaalid täidetakse elektronidega nende orbitaalide summa (n + l) kasvavas järjekorras, kui summa (n + l) on sama, siis täitub esimesena väiksema väärtusega n orbitaal.

Kuid aatom sisaldab tavaliselt mitte ühte, vaid mitut elektroni ja nende omavahelist vastasmõju arvesse võtmiseks kasutatakse tuuma efektiivse laengu kontseptsiooni - välise tasandi elektroni mõjutab laeng, mis on väiksem kui tuuma laeng, mille tulemusena sisemised elektronid varjavad välimisi elektrone.

Aatomi peamised omadused: aatomi raadius (kovalentne, metalliline, van der Waalsi, ioonne), elektronide afiinsus, ionisatsioonipotentsiaal, magnetmoment.

Aatomite elektroonilised valemid

Kõik aatomi elektronid moodustavad selle elektronkihi. Kujutatud on elektronkihi struktuur elektrooniline valem, mis näitab elektronide jaotust energiatasemete ja alamtasandite vahel. Elektronide arvu alamtasemel näitab number, mis on kirjutatud alamtasandit tähistava tähe ülemisse paremasse ossa. Näiteks vesinikuaatomil on üks elektron, mis asub 1. energiataseme s-alamtasandil: 1s 1. Kaht elektroni sisaldava heeliumi elektrooniline valem on kirjutatud järgmiselt: 1s 2.

Teise perioodi elementide puhul täidavad elektronid 2. energiataseme, mis ei tohi sisaldada rohkem kui 8 elektroni. Esiteks täidavad elektronid s-alataseme, seejärel p-alatasandi. Näiteks:

5 B 1s 2 2s 2 2p 1

Aatomi elektronstruktuuri seos elemendi asukohaga perioodilises süsteemis

Elemendi elektrooniline valem määratakse selle asukoha järgi D.I perioodilises süsteemis. Mendelejev. Niisiis, perioodi arv vastab teise perioodi elementidele, elektronid täidavad 2. energiataseme, mis ei tohi sisaldada rohkem kui 8 elektroni. Esiteks, elektronid täituvad Teise perioodi elementides täidavad elektronid 2. energiataseme, mis ei tohi sisaldada rohkem kui 8 elektroni. Esiteks täidavad elektronid s-alataseme, seejärel p-alatasandi. Näiteks:

5 B 1s 2 2s 2 2p 1

Mõne elemendi aatomite puhul täheldatakse elektroni "lekkimist" väliselt energiatasemelt eelviimasele tasemele. Elektronide libisemine toimub vase, kroomi, pallaadiumi ja mõne muu elemendi aatomites. Näiteks:

24 kr 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3p 5 4 s 1

energiatase, mis ei tohi sisaldada rohkem kui 8 elektroni. Esiteks täidavad elektronid s-alataseme, seejärel p-alatasandi. Näiteks:

5 B 1s 2 2s 2 2p 1

Põhialarühmade elementide rühmaarv on võrdne välisenergia taseme elektronide arvuga, selliseid elektrone nimetatakse valentselektronideks (nad osalevad keemilise sideme moodustamises). Kõrvalrühmade elementide valentselektronid võivad olla välise energiataseme elektronid ja eelviimase tasandi d-alataseme elektronid. III-VII rühmade külgmiste alamrühmade, aga ka Fe, Ru, Os elementide rühma arv vastab välise energiataseme s-alataseme ja d-alataseme elektronide koguarvule. eelviimane tase

Ülesanded:

Joonistage fosfori, rubiidiumi ja tsirkooniumi aatomite elektroonilised valemid. Loetlege valentselektronid.

Vastus:

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

37 Rb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 5s 1 Valentselektronid 5s 1

40 Zr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3p 10 4s 2 4p 6 4p 2 5s 2 Valentselektronid 4p 2 5s 2

Elektronid

Aatomi mõiste tekkis antiikmaailmas aineosakeste tähistamiseks. Kreeka keeles tähendab aatom "jagamatut".

Iiri füüsik Stoney jõudis katsete põhjal järeldusele, et elektrit kannavad kõigi keemiliste elementide aatomites esinevad väikseimad osakesed. 1891. aastal tegi Stoney ettepaneku nimetada neid osakesi elektronideks, mis kreeka keeles tähendab "merevaigust". Mõni aasta pärast elektroni nime saamist tõestasid inglise füüsik Joseph Thomson ja prantsuse füüsik Jean Perrin, et elektronid kannavad negatiivset laengut. See on väikseim negatiivne laeng, mida keemias võetakse ühikuna (-1). Thomsonil õnnestus isegi määrata elektroni kiirus (orbiidil oleva elektroni kiirus on pöördvõrdeline orbiidi arvuga n. Orbiitide raadiused kasvavad võrdeliselt orbiidi arvu ruuduga. Vesiniku esimesel orbiidil aatom (n=1; Z=1), kiirus on ≈ 2,2 106 m / c ehk umbes sada korda väiksem valguse kiirusest c=3 108 m/s.) ja elektroni massist ( see on peaaegu 2000 korda väiksem kui vesinikuaatomi mass).

Elektronide olek aatomis

Elektroni olek aatomis on teabe kogum konkreetse elektroni energia ja ruumi kohta, kus see asub. Aatomis oleval elektronil puudub liikumistrajektoor, st rääkida saab ainult selle leidmise tõenäosus tuuma ümbritsevast ruumist.

See võib paikneda selle tuuma ümbritseva ruumi mis tahes osas ja selle erinevate positsioonide kogumit peetakse teatud negatiivse laengutihedusega elektronpilveks. Piltlikult võib seda ette kujutada järgmiselt: kui oleks võimalik pildistada elektroni asukohta aatomis sekundi sajandikute või miljondikutega nagu fotoviimistluses, siis elektron oleks sellistel fotodel kujutatud punktidena. Lugematute selliste fotode katmine annaks tulemuseks suurima tihedusega elektronpilve, kus on enamik neist punktidest.

Aatomituuma ümbritsevat ruumi, milles elektron kõige tõenäolisemalt leidub, nimetatakse orbitaaliks. See sisaldab ligikaudu 90% e-pilv, ja see tähendab, et umbes 90% ajast viibib elektron selles ruumiosas. Eristub kuju järgi 4 praegu teadaolevat tüüpi orbitaalid, mis on tähistatud ladina keeles tähed s, p, d ja f. Mõnede elektrooniliste orbitaalide vormide graafiline kujutis on näidatud joonisel.

Elektroni teatud orbiidil liikumise kõige olulisem omadus on selle tuumaga ühenduse energia. Sarnaste energiaväärtustega elektronid moodustavad ühe elektronkihi ehk energiataseme. Energiatasemed on nummerdatud alates tuumast – 1, 2, 3, 4, 5, 6 ja 7.

Täisarvu n, mis tähistab energiataseme arvu, nimetatakse peamiseks kvantarvuks. See iseloomustab elektronide energiat, mis hõivavad teatud energiataseme. Esimese energiataseme elektronid, mis on tuumale kõige lähemal, on madalaima energiaga. Võrreldes esimese taseme elektronidega, iseloomustab järgmiste tasemete elektrone suur energiahulk. Järelikult on välistasandi elektronid kõige vähem tugevalt seotud aatomi tuumaga.

Suurim elektronide arv energiatasemes määratakse järgmise valemiga:

N = 2n2,

kus N on maksimaalne elektronide arv; n on taseme number ehk peamine kvantarv. Järelikult ei saa tuumale lähim esimene energiatase sisaldada rohkem kui kahte elektroni; teisel - mitte rohkem kui 8; kolmandal - mitte rohkem kui 18; neljandal - mitte rohkem kui 32.

Alates teisest energiatasemest (n = 2) jagunevad kõik tasemed alamtasanditeks (alamkihtideks), mis erinevad üksteisest mõnevõrra tuumaga seondumise energia poolest. Alamtasandite arv on võrdne peamise kvantarvu väärtusega: esimesel energiatasemel on üks alamtase; teine ​​- kaks; kolmas - kolm; neljas - neli alamtasandit. Alamtasandid omakorda moodustavad orbitaalid. Iga väärtusn vastab n-ga võrdsete orbitaalide arvule.

Alamtasandid on tavaks tähistada ladina tähtedega, samuti nende moodustavate orbitaalide kuju: s, p, d, f.

Prootonid ja neutronid

Mis tahes keemilise elemendi aatom on võrreldav pisikese päikesesüsteemiga. Seetõttu nimetatakse sellist E. Rutherfordi pakutud aatomi mudelit planetaarne.

Aatomituum, millesse on koondunud kogu aatomi mass, koosneb kahte tüüpi osakestest - prootonid ja neutronid.

Prootonite laeng on võrdne elektronide laenguga, kuid vastandmärgiga (+1), ja mass on võrdne vesinikuaatomi massiga (keemias aktsepteeritakse seda ühikuna). Neutronid ei kanna laengut, nad on neutraalsed ja nende mass on võrdne prootoni massiga.

Prootoneid ja neutroneid nimetatakse ühiselt nukleoniteks (ladina keelest tuum - tuum). Prootonite ja neutronite arvu summat aatomis nimetatakse massiarvuks. Näiteks alumiiniumi aatomi massiarv:

13 + 14 = 27

prootonite arv 13, neutronite arv 14, massiarv 27

Kuna elektroni massi, mis on tühine, võib tähelepanuta jätta, on ilmne, et kogu aatomi mass on koondunud tuumasse. Elektronid tähistavad e - .

Sest aatom elektriliselt neutraalne, on ka ilmne, et prootonite ja elektronide arv aatomis on sama. See on võrdne sellele perioodilises süsteemis määratud keemilise elemendi seerianumbriga. Aatomi mass koosneb prootonite ja neutronite massist. Teades elemendi seerianumbrit (Z), st prootonite arvu ja massiarvu (A), mis on võrdne prootonite ja neutronite arvu summaga, saate neutronite arvu (N) leida, kasutades valem:

N = A-Z

Näiteks neutronite arv rauaaatomis on:

56 — 26 = 30

isotoobid

Nimetatakse sama elemendi aatomite sorte, millel on sama tuumalaeng, kuid erinevad massiarvud isotoobid. Looduses leiduvad keemilised elemendid on isotoopide segu. Niisiis, süsinikul on kolm isotoopi massiga 12, 13, 14; hapnik - kolm isotoopi massiga 16, 17, 18 jne. Perioodilises süsteemis tavaliselt antud keemilise elemendi suhteline aatommass on antud elemendi loodusliku isotoopide segu aatommasside keskmine väärtus, võttes arvesse nende suhtelist sisu looduses. Enamiku keemiliste elementide isotoopide keemilised omadused on täpselt samad. Kuid vesiniku isotoobid erinevad suuresti omaduste poolest nende suhtelise aatommassi järsu suurenemise tõttu; neile on antud isegi individuaalsed nimed ja keemilised sümbolid.

Esimese perioodi elemendid

Vesinikuaatomi elektroonilise struktuuri skeem:

Aatomite elektroonilise ehituse skeemid näitavad elektronide jaotust üle elektrooniliste kihtide (energiatasemed).

Vesinikuaatomi graafiline elektrooniline valem (näitab elektronide jaotust energiatasemete ja alamtasandite vahel):

Aatomite graafilised elektroonilised valemid näitavad elektronide jaotust mitte ainult tasanditel ja alamtasanditel, vaid ka orbiitidel.

Heeliumi aatomis valmib esimene elektronikiht – selles on 2 elektroni. Vesinik ja heelium on s-elemendid; nende aatomite puhul on s-orbitaal täidetud elektronidega.

Kõik teise perioodi elemendid esimene elektronkiht on täidetud, ning elektronid täidavad teise elektronikihi s- ja p-orbitaalid vastavalt vähima energia põhimõttele (kõigepealt s ja seejärel p) ning Pauli ja Hundi reeglitele.

Neoonaatomis valmib teine ​​elektronikiht – selles on 8 elektroni.

Kolmanda perioodi elementide aatomite puhul valmivad esimene ja teine ​​elektronikiht, seega täitub kolmas elektronikiht, milles elektronid võivad hõivata 3s-, 3p- ja 3d-alatasandi.

Magneesiumi aatomi juures valmib 3s elektroni orbitaal. Na ja Mg on s-elemendid.

Alumiiniumi ja järgnevate elementide puhul on 3p alamtase täidetud elektronidega.

Kolmanda perioodi elementidel on täitmata 3D-orbitaalid.

Kõik elemendid Al-st Ar-ni on p-elemendid. s- ja p-elemendid moodustavad perioodilise süsteemi peamised alarühmad.

Neljanda - seitsmenda perioodi elemendid

Kaaliumi ja kaltsiumi aatomitele ilmub neljas elektronkiht, 4s alamtase on täidetud, kuna sellel on vähem energiat kui 3d alamtasandil.

K, Ca - põhialarühmadesse kuuluvad s-elemendid. Aatomite puhul Sc-st Zn-ni on 3d alamtase täidetud elektronidega. Need on 3D-elemendid. Need kuuluvad sekundaarsetesse alamrühmadesse, neil on eelväline elektronkiht täidetud, neid nimetatakse üleminekuelementideks.

Pöörake tähelepanu kroomi ja vase aatomite elektronkestade struktuurile. Nendes toimub ühe elektroni "tõrge" 4s- alamtasemelt 3d-alatasemele, mis on seletatav saadud elektrooniliste konfiguratsioonide 3d 5 ja 3d 10 suurema energiastabiilsusega:

Tsingi aatomis valmib kolmas elektronikiht - selles on täidetud kõik 3s, 3p ja 3d alamtasandid, kokku on neil 18 elektroni. Tsingile järgnevates elementides täitub jätkuvalt neljas elektronkiht, 4p alamtase.

Elemendid Ga-st Kr-ni on p-elemendid.

Krüptoni aatomi välimine kiht (neljas) on terviklik ja sellel on 8 elektroni. Kuid neljandas elektronikihis saab olla ainult 32 elektroni; Krüptoni aatomi 4d- ja 4f-alamtasandid jäävad endiselt täitmata Viienda perioodi elemendid täidavad alamtasemeid järgmises järjekorras: 5s - 4d - 5p. Ja on ka erandeid, mis on seotud " ebaõnnestumine» elektronid, y 41 Nb, 42 Mo, 44 ​​​​Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

Kuuendal ja seitsmendal perioodil ilmuvad f-elemendid, st elemendid, milles on täidetud vastavalt kolmanda välise elektroonilise kihi 4f- ja 5f-alatasandid.

4f elemente nimetatakse lantaniidideks.

5f elemente nimetatakse aktiniidideks.

Elektrooniliste alamtasandite täitmise järjekord kuuenda perioodi elementide aatomites: 55 Cs ja 56 Ba - 6s-elemendid; 57 La … 6s 2 5d x - 5d element; 58 Ce - 71 Lu - 4f elementi; 72 Hf - 80 Hg - 5d elemendid; 81 T1 - 86 Rn - 6d elemendid. Kuid isegi siin on elemente, milles elektrooniliste orbitaalide täitmise järjekorda "rikutakse", mis on näiteks seotud poolte ja täielikult täidetud f-alatasemete suurema energiastabiilsusega, st nf 7 ja nf 14. Olenevalt sellest, milline aatomi alamtase on elektronidega täidetud viimati, jagatakse kõik elemendid neljaks elektronperekonnaks või plokkideks:

• s-elemendid. Aatomi välistasandi s-alamtase on täidetud elektronidega; s-elementide hulka kuuluvad vesinik, heelium ning I ja II rühma peamiste alarühmade elemendid.

• p-elemendid. Aatomi välistasandi p-alatasand on täidetud elektronidega; p-elemendid hõlmavad III-VIII rühmade põhialarühmade elemente.

• d-elemendid. Aatomi eelvälise tasandi d-alamtase on täidetud elektronidega; d-elemendid hõlmavad I-VIII rühma sekundaarsete alarühmade elemente, st suurte perioodide interkalaarsete aastakümnete elemente, mis paiknevad s- ja p-elementide vahel. Neid nimetatakse ka üleminekuelementideks.

• f-elemendid. Aatomi kolmanda välistasandi f-alamtase on täidetud elektronidega; nende hulka kuuluvad lantaniidid ja antinoidid.

Šveitsi füüsik W. Pauli tegi 1925. aastal kindlaks, et ühes orbitaalis olevas aatomis ei saa olla rohkem kui kaks elektroni, millel on vastassuunalised (antiparalleelsed) spinnid (inglise keelest tõlgitud "spindle"), st millel on sellised omadused, mida võib tinglikult ette kujutada kui elektroni pöörlemine ümber oma mõttelise telje: päri- või vastupäeva.

Seda põhimõtet nimetatakse Pauli põhimõte. Kui orbitaalil on üks elektron, siis nimetatakse seda paarituks, kui neid on kaks, siis on need paaritud elektronid, see tähendab vastupidiste spinnidega elektronid. Joonisel on diagramm energiatasemete jaotusest alamtasanditeks ja nende täitmise järjekorrast.

Väga sageli on aatomite elektronkestade ehitust kujutatud energia- või kvantrakkude abil – need panevad kirja nn graafilised elektroonilised valemid. Selle kirje puhul kasutatakse järgmist tähistust: iga kvantrakk on tähistatud lahtriga, mis vastab ühele orbitaalile; iga elektron on tähistatud spinni suunale vastava noolega. Graafilise elektroonilise valemi kirjutamisel tuleks meeles pidada kahte reeglit: Pauli printsiip ja F. Hundi reegel, mille kohaselt elektronid hõivavad vabu rakke, kõigepealt ükshaaval ja samal ajal sama spinniväärtusega ja alles siis paarituvad, kuid spinnid on Pauli põhimõtte kohaselt juba vastupidise suunaga.

Hundi reegel ja Pauli põhimõte

Hundi reegel- kvantkeemia reegel, mis määrab teatud alamkihi orbitaalide täitmise järjekorra ja on sõnastatud järgmiselt: selle alamkihi elektronide spin-kvantarvu koguväärtus peaks olema maksimaalne. Sõnastas Friedrich Hund 1925. aastal.

See tähendab, et igas alamkihi orbitaalis täidetakse esmalt üks elektron ja alles pärast täitmata orbitaalide ammendumist lisatakse sellele orbitaalile teine ​​elektron. Sel juhul on ühel orbitaalil kaks pooltäisarvuliste spinnidega elektroni, mis paarituvad (moodustavad kahe elektroni pilve) ja selle tulemusena muutub orbitaali koguspinn nulliks.

Muu sõnastus: Energia all on aatomitermin, mille puhul on täidetud kaks tingimust.

1. Paljusus on maksimaalne
2. Kui kordused langevad kokku, on orbiidi koguimpulss L maksimaalne.

Analüüsime seda reeglit p-alatasandi orbitaalide täitmise näitel lk- teise perioodi elemendid (st boorist neoonini (alloleval diagrammil tähistavad horisontaalsed jooned orbitaale, vertikaalsed nooled elektrone ja noole suund näitab spinni orientatsiooni).

Kletškovski reegel

Klechkovski reegel - kui elektronide koguarv aatomites suureneb (nende tuumade laengute või keemiliste elementide järgarvude suurenemisega), asustatud aatomiorbitaalid nii, et elektronide ilmumine kõrgema energiaga orbitaalidele sõltub ainult peakvantarvuks n ja see ei sõltu kõigist teistest kvantarvudest.arvud, kaasa arvatud need, mis pärinevad l-st. Füüsiliselt tähendab see, et vesinikulaadses aatomis (elektronidevahelise tõrjumise puudumisel) määrab elektroni orbiidi energia ainult elektroni laengutiheduse ruumiline kaugus tuumast ja see ei sõltu selle liikumise iseärasustest. tuuma väljal.

Kletškovski empiiriline reegel ja sellest tuleneva aatomiorbitaalide mõneti vastuolulise reaalse energiajada jada vaid kahel sama tüüpi juhul: aatomite Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt korral Au, on väliskihi s - alamtasemega elektroni "tõrge" eelmise kihi d-alatasemega, mis viib aatomi energeetiliselt stabiilsema olekuni, nimelt: pärast orbitaali 6 täitmist kahega. elektronid s

Kemikaalid on asjad, mis moodustavad meid ümbritseva maailma.

Iga keemilise aine omadused jagunevad kahte tüüpi: need on keemilised, mis iseloomustavad selle võimet moodustada teisi aineid, ja füüsikalised, mida vaadeldakse objektiivselt ja mida saab vaadelda keemilistest muundumistest lahus. Nii näiteks on aine füüsikalisteks omadusteks tema agregatsiooni olek (tahke, vedel või gaasiline), soojusjuhtivus, soojusmahtuvus, lahustuvus erinevates keskkondades (vesi, alkohol jne), tihedus, värvus, maitse jne. .

Mõnede keemiliste ainete muutumist teisteks aineteks nimetatakse keemilisteks nähtusteks või keemilisteks reaktsioonideks. Tuleb märkida, et on ka füüsikalisi nähtusi, millega ilmselgelt kaasneb aine füüsikaliste omaduste muutumine, ilma et see muutuks teisteks aineteks. Füüsikaliste nähtuste hulka kuuluvad näiteks jää sulamine, vee külmumine või aurustumine jne.

Seda, et mis tahes protsessi käigus toimub keemiline nähtus, saab järeldada keemiliste reaktsioonide iseloomulike märkide, nagu värvimuutus, sademed, gaasi eraldumine, soojuse ja/või valguse eraldumine, jälgimine.

Nii saab näiteks keemiliste reaktsioonide käigu kohta järelduse teha, jälgides:

Sette tekkimine vee keetmisel, mida igapäevaelus nimetatakse katlakiviks;

Soojuse ja valguse eraldumine tule põlemisel;

Värske õuna viilu värvi muutmine õhus;

Gaasimullide teke taigna kääritamisel jne.

Väiksemaid aineosakesi, mis keemiliste reaktsioonide käigus praktiliselt ei muutu, vaid on omavahel seotud ainult uuel viisil, nimetatakse aatomiteks.

Idee selliste aineühikute olemasolust tekkis Vana-Kreekas iidsete filosoofide mõtetes, mis tegelikult selgitab termini "aatom" päritolu, kuna kreeka keelest tõlgitud "atomos" tähendab "jagamatut".

Kuid vastupidiselt Vana-Kreeka filosoofide ideele ei ole aatomid mateeria absoluutne miinimum, s.t. neil on keeruline struktuur.

Iga aatom koosneb nn subatomilistest osakestest - prootonitest, neutronitest ja elektronidest, mida tähistatakse vastavalt sümbolitega p + , n o ja e - . Kasutatava tähise ülaindeks näitab, et prootonil on ühikuline positiivne laeng, elektronil on ühikuline negatiivne laeng ja neutronil puudub laeng.

Mis puutub aatomi kvalitatiivsesse struktuuri, siis igas aatomis on kõik prootonid ja neutronid koondunud nn tuumasse, mille ümber elektronid moodustavad elektronkihi.

Prootonil ja neutronil on praktiliselt sama mass, s.t. m p ≈ m n ja elektroni mass on peaaegu 2000 korda väiksem nende igaühe massist, s.o. m p / m e ≈ m n / m e ≈ 2000.

Kuna aatomi põhiomadus on elektriline neutraalsus ja ühe elektroni laeng võrdub ühe prootoni laenguga, võib sellest järeldada, et elektronide arv igas aatomis on võrdne prootonite arvuga.

Näiteks allolevas tabelis on näidatud aatomite võimalik koostis:

Sama tuumalaenguga aatomite tüüp, s.o. mille tuumades on sama arv prootoneid, nimetatakse keemiliseks elemendiks. Seega saame ülaltoodud tabelist järeldada, et aatom1 ja aatom2 kuuluvad ühte keemilisse elementi ning aatom3 ja aatom4 kuuluvad teise keemilise elemendi alla.

Igal keemilisel elemendil on oma nimi ja individuaalne sümbol, mida loetakse teatud viisil. Nii näiteks kannab kõige lihtsam keemiline element, mille aatomid sisaldavad tuumas ainult ühte prootonit, nimetust "vesinik" ja seda tähistatakse sümboliga "H", mida loetakse "tuhaks" ja keemilise elemendiga. tuumalaenguga +7 (st sisaldab 7 prootonit) - "lämmastik", omab sümbolit "N", mida loetakse kui "en".

Nagu ülaltoodud tabelist näha, võivad ühe keemilise elemendi aatomid erineda tuumades olevate neutronite arvu poolest.

Aatomeid, mis kuuluvad samasse keemilisse elementi, kuid millel on erinev arv neutroneid ja sellest tulenevalt ka mass, nimetatakse isotoopideks.

Näiteks keemilisel elemendil vesinikul on kolm isotoopi – 1 H, 2 H ja 3 H. Indeksid 1, 2 ja 3 sümboli H kohal tähendavad neutronite ja prootonite koguarvu. Need. teades, et vesinik on keemiline element, mida iseloomustab asjaolu, et tema aatomite tuumades on üks prooton, võime järeldada, et 1 H isotoobis (1-1 = 0) pole neutroneid üldse. 2H isotoop – 1 neutron (2-1=1) ja isotoobis 3H – kaks neutronit (3-1=2). Kuna, nagu juba mainitud, on neutronil ja prootonil sama mass ning elektroni mass on nendega võrreldes tühine, tähendab see, et 2H isotoop on peaaegu kaks korda raskem kui 1H isotoop ja 3H isotoop. isotoop on kolm korda raskem.. Seoses vesiniku isotoopide masside nii suure levikuga omistati 2H ja 3H isotoopidele isegi eraldi individuaalsed nimetused ja sümbolid, mis ei ole tüüpiline ühelegi teisele keemilisele elemendile. 2H isotoop sai nimeks deuteerium ja sellele anti sümbol D ning 3H isotoop sai nimeks triitium ja sümbol T.

Kui võtta ühtsuseks prootoni ja neutroni mass ning jätta elektroni mass tähelepanuta, siis tegelikult võib selle massiks lugeda lisaks prootonite ja neutronite koguarvule aatomis ülemist vasakpoolset indeksit. seetõttu nimetatakse seda indeksit massiarvuks ja tähistatakse sümboliga A. Kuna mis tahes prootoni tuuma laeng vastab aatomile ja iga prootoni laeng loetakse tinglikult võrdseks +1-ga, siis prootonite arv tuumas nimetatakse laengunumbriks (Z). Tähistades neutronite arvu aatomis tähega N, saab massiarvu, laenguarvu ja neutronite arvu vahelist seost matemaatiliselt väljendada järgmiselt:

Kaasaegsete kontseptsioonide kohaselt on elektronil kahekordne (osakeste-laine) olemus. Sellel on nii osakese kui laine omadused. Nagu osakesel, on ka elektronil mass ja laeng, kuid samal ajal iseloomustab elektronide voolu nagu lainegi difraktsioonivõime.

Elektroni oleku kirjeldamiseks aatomis kasutatakse kvantmehaanika mõisteid, mille kohaselt elektron ei oma kindlat liikumistrajektoori ja võib paikneda mis tahes ruumipunktis, kuid erinevate tõenäosustega.

Tuuma ümbritsevat ruumi piirkonda, kus elektron kõige tõenäolisemalt leidub, nimetatakse aatomiorbitaaliks.

Aatomiorbitaalil võib olla erinev kuju, suurus ja orientatsioon. Aatomiorbitaali nimetatakse ka elektronpilveks.

Graafiliselt tähistatakse ühte aatomiorbitaali tavaliselt ruudukujulise rakuna:

Kvantmehaanika on äärmiselt keerulise matemaatilise aparatuuriga, seetõttu käsitletakse kooli keemiakursuse raames vaid kvantmehaanika teooria tagajärgi.

Nende tagajärgede kohaselt iseloomustatakse iga aatomiorbitaali ja sellel asuvat elektroni täielikult 4 kvantarvuga.

• Peamine kvantarv – n – määrab elektroni koguenergia antud orbitaalil. Põhikvantarvu väärtuste vahemik on kõik naturaalarvud, st. n = 1,2,3,4, 5 jne.
• Orbitaalkvantarv - l - iseloomustab aatomorbitaali kuju ja võib võtta mis tahes täisarvu vahemikus 0 kuni n-1, kus n, meenutamine, on peamine kvantarv.

Nimetatakse orbitaale, mille l = 0 s-orbitaalid. s-orbitaalid on sfäärilised ja neil puudub suund ruumis:

Nimetatakse orbitaale, mille l = 1 lk-orbitaalid. Need orbitaalid on kolmemõõtmelise kaheksakujulise kujuga, s.o. kuju, mis saadakse joonise kaheksa pööramisel ümber sümmeetriatelje ja meenutab väliselt hantlit:

Nimetatakse orbitaale, mille l = 2 d-orbitaalid ja l = 3 – f-orbitaalid. Nende struktuur on palju keerulisem.

3) Magnetkvantarv - m l - määrab konkreetse aatomiorbitaali ruumilise orientatsiooni ja väljendab orbitaali nurkimpulsi projektsiooni magnetvälja suunale. Magnetkvantarv m l vastab orbitaali orientatsioonile välise magnetvälja tugevusvektori suuna suhtes ja võib võtta mis tahes täisarvu väärtused –l kuni +l, sealhulgas 0, s.o. võimalike väärtuste koguarv on (2l+1). Näiteks l = 0 m l = 0 (üks väärtus), l = 1 m l = -1, 0, +1 (kolm väärtust), l = 2 m l = -2, -1, 0, + 1 , +2 (magnetkvantarvu viis väärtust) jne.

Nii näiteks p-orbitaalid, st. orbitaalid orbitaalkvantarvuga l = 1, millel on "kolmemõõtmelise kujundi kaheksa" kuju, vastavad kolmele magnetkvantarvu väärtusele (-1, 0, +1), mis omakorda vastavad ruumis kolme üksteisega risti olevasse suunda.

4) Spinni kvantarvu (või lihtsalt spinni) - m s - võib tinglikult pidada vastutavaks elektroni pöörlemissuuna eest aatomis, see võib omandada väärtusi. Erineva spinniga elektronid on tähistatud erinevatesse suundadesse osutavate vertikaalsete nooltega: ↓ ja .

Aatomi kõigi orbitaalide kogumit, millel on sama põhikvantarvu väärtus, nimetatakse energiatasemeks või elektronkihiks. Iga suvaline energiatase mõne arvuga n koosneb n 2 orbitaalist.

Orbitaalide kogum, millel on samad põhikvantarvu ja orbitaalkvantarvu väärtused, on energia alamtase.

Iga energiatase, mis vastab peamisele kvantarvule n, sisaldab n alamtaset. Iga orbitaalkvantarvuga l energia alamtase koosneb omakorda (2l+1) orbitaalidest. Seega koosneb s-alamkiht ühest s-orbitaalist, p-alamkiht - kolmest p-orbitaalist, d-alamkiht - viiest d-orbitaalist ja f-alamkiht - seitsmest f-orbitaalist. Kuna, nagu juba mainitud, tähistatakse ühte aatomiorbitaali sageli ühe ruudukujulise rakuga, saab s-, p-, d- ja f-alatasandit graafiliselt kujutada järgmiselt:

Igale orbitaalile vastab kolmest kvantarvust n, l ja m l koosnev rangelt määratletud komplekt.

Elektronide jaotust orbitaalidel nimetatakse elektrooniliseks konfiguratsiooniks.

Aatomiorbitaalide täitumine elektronidega toimub vastavalt kolmele tingimusele:

• Energia miinimumi põhimõte: Elektronid täidavad orbitaale alates madalaimast energia alamtasemest. Alamtasandite järjestus energia suurenemise järjekorras on järgmine: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;

Selle elektrooniliste alamtasandite täitmise järjestuse meeldejätmise hõlbustamiseks on väga mugav järgmine graafiline illustratsioon:

• Pauli põhimõte: Iga orbitaal mahutab maksimaalselt kaks elektroni.

Kui orbitaalil on üks elektron, siis nimetatakse seda paarituks ja kui neid on kaks, siis nimetatakse neid elektronpaariks.

• Hundi reegel: aatomi kõige stabiilsem olek on selline, kus ühe alamtaseme piires on aatomil maksimaalne võimalik arv paarituid elektrone. Seda aatomi kõige stabiilsemat olekut nimetatakse põhiolekuks.

Tegelikult tähendab ülaltoodu, et näiteks 1., 2., 3. ja 4. elektroni paigutamine p-alatasandi kolmele orbitaalile toimub järgmiselt:

Aatomiorbitaalide täitmine vesinikust, mille laengu number on 1, krüptooniks (Kr), mille laengu number on 36, viiakse läbi järgmiselt:

Sarnast esitust aatomiorbitaalide täitmise järjekorrast nimetatakse energiadiagrammiks. Üksikute elementide elektrooniliste diagrammide põhjal saate kirja panna nende nn elektroonilised valemid (konfiguratsioonid). Nii et näiteks 15 prootoniga ja sellest tulenevalt 15 elektroniga element, s.o. fosforil (P) on järgmine energiadiagramm:

Elektrooniliseks valemiks tõlkimisel on fosfori aatom järgmine:

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

Alamtaseme sümbolist vasakul olevad normaalsuurused numbrid näitavad energiataseme numbrit ja ülaindeksid alamtaseme sümbolist paremal näitavad elektronide arvu vastaval alamtasemel.

Allpool on D.I. esimese 36 elemendi elektroonilised valemid. Mendelejev.

periood	Kauba nr	sümbol	pealkiri	elektrooniline valem
I	1	H	vesinik	1s 1
	2	Ta	heelium	1s2
II	3	Li	liitium	1s2 2s1
	4	Ole	berüllium	1s2 2s2
	5	B	boor	1s 2 2s 2 2p 1
	6	C	süsinik	1s 2 2s 2 2p 2
	7	N	lämmastik	1s 2 2s 2 2p 3
	8	O	hapnikku	1s 2 2s 2 2p 4
	9	F	fluor	1s 2 2s 2 2p 5
	10	Ne	neoon	1s 2 2s 2 2p 6
III	11	Na	naatrium	1 s 2 2 2 2 p 6 3 s 1
	12	mg	magneesium	1 s 2 2 2 2 p 6 3 s 2
	13	Al	alumiiniumist	1 s 2 2 2 2 p 6 3 s 2 3 p 1
	14	Si	räni	1 s 2 2 2 2 p 6 3 s 2 3 p 2
	15	P	fosforit	1 s 2 2 2 2 p 6 3 s 2 3 p 3
	16	S	väävel	1 s 2 2 2 2 p 6 3 s 2 3 p 4
	17	Cl	kloor	1 s 2 2 2 2 p 6 3 s 2 3 p 5
	18	Ar	argoon	1 s 2 2 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6
IV	19	K	kaalium	1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 1
	20	Ca	kaltsium	1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2
	21	sc	skandium	1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 3 p 1
	22	Ti	titaan	1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 3 p 2
	23	V	vanaadium	1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 3 p 3
	24	Kr	kroom	1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 1 3 p 5 s peal d alamtasand
	25	Mn	mangaan	1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 3 p 5
	26	Fe	raud	1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 3 p 6
	27	co	koobalt	1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 3 p 7
	28	Ni	nikkel	1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 3 p 8
	29	Cu	vask	1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 1 3 p 10 s peal d alamtasand
	30	Zn	tsink	1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 3 p 10
	31	Ga	gallium	1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 3 p 10 4 p 1
	32	Ge	germaanium	1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 3 p 10 4 p 2
	33	Nagu	arseen	1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 3 p 10 4 p 3
	34	Se	seleen	1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 3 p 10 4 p 4
	35	Br	broomi	1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 3 p 10 4 p 5
	36	kr	krüptoon	1s 2 s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3p 10 4p 6

Nagu juba mainitud, on põhiolekus elektronid aatomiorbitaalidel paigutatud vastavalt vähima energia põhimõttele. Sellegipoolest võib aatomi põhiolekus tühjade p-orbitaalide juuresolekul sageli, kui sellele antakse liigne energia, viia aatom nn ergastatud olekusse. Näiteks on boori aatomil põhiolekus elektrooniline konfiguratsioon ja energiadiagramm järgmisel kujul:

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

Ja erutatud olekus (*), st. boori aatomile energia andmisel näeb selle elektrooniline konfiguratsioon ja energiadiagramm välja järgmine:

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

Sõltuvalt sellest, milline aatomi alamtase täidetakse viimasena, jagatakse keemilised elemendid s, p, d või f.

S-, p-, d- ja f-elementide leidmine tabelist D.I. Mendelejev:

• s-elementidel on viimane s-alamtase, mis tuleb täita. Need elemendid hõlmavad I ja II rühma peamiste (tabelilahtris vasakul) alarühmade elemente.
• P-elementide puhul täidetakse p-alamtase. P-elemendid hõlmavad iga perioodi kuut viimast elementi, välja arvatud esimene ja seitsmes, samuti III-VIII rühmade põhialarühmade elemente.
• d-elemendid paiknevad suurtel perioodidel s- ja p-elementide vahel.
• F-elemente nimetatakse lantaniidideks ja aktiniidideks. Need asetab tabeli lõppu D.I. Mendelejev.

Nagu teate, koosneb kõik Universumi materiaalne aatomitest. Aatom on aine väikseim ühik, mis kannab oma omadusi. Aatomi struktuur koosneb omakorda maagilisest mikroosakeste kolmainsusest: prootonitest, neutronitest ja elektronidest.

Lisaks on kõik mikroosakesed universaalsed. See tähendab, et te ei leia maailmast kahte erinevat prootonit, neutronit ega elektroni. Kõik need on üksteisega absoluutselt sarnased. Ja aatomi omadused sõltuvad ainult nende mikroosakeste kvantitatiivsest koostisest aatomi üldises struktuuris.

Näiteks vesinikuaatomi struktuur koosneb ühest prootonist ja ühest elektronist. Järgmine keerukuse poolest koosneb heeliumi aatom kahest prootonist, kahest neutronist ja kahest elektronist. Liitiumi aatom koosneb kolmest prootonist, neljast neutronist ja kolmest elektronist jne.

Aatomite ehitus (vasakult paremale): vesinik, heelium, liitium

Aatomid ühinevad molekulideks ja molekulid ühinevad aineteks, mineraalideks ja organismideks. DNA molekul, mis on kogu elu aluseks, on struktuur, mis on kokku pandud samast kolmest universumi maagilisest ehitusplokist nagu teel lebav kivi. Kuigi see struktuur on palju keerulisem.

Veelgi hämmastavamad faktid ilmnevad siis, kui püüame aatomisüsteemi proportsioone ja ehitust lähemalt uurida. On teada, et aatom koosneb tuumast ja elektronidest, mis liiguvad selle ümber mööda kera kirjeldavat trajektoori. See tähendab, et seda ei saa isegi nimetada liikumiseks selle sõna tavalises tähenduses. Elektron paikneb pigem kõikjal ja vahetult selle sfääri sees, luues tuuma ümber elektronipilve ja moodustades elektromagnetvälja.

Aatomi struktuuri skemaatilised kujutised

Aatomi tuum koosneb prootonitest ja neutronitest ning sellesse on koondunud peaaegu kogu süsteemi mass. Kuid samal ajal on tuum ise nii väike, et kui suurendada selle raadiust 1 cm-ni, ulatub kogu aatomi struktuuri raadius sadadesse meetritesse. Seega kõik, mida me tajume tiheda ainena, koosneb enam kui 99% energiasidemetest ainuüksi füüsiliste osakeste vahel ja vähem kui 1% füüsilistest vormidest endist.

Aga millised on need füüsilised vormid? Millest need tehtud on ja kui materjalist need on? Nendele küsimustele vastamiseks vaatame lähemalt prootonite, neutronite ja elektronide struktuure. Niisiis, laskume veel ühe sammu mikrokosmose sügavustesse - subatomaarsete osakeste tasemele.

Millest elektron koosneb?

Aatomi väikseim osake on elektron. Elektronil on mass, kuid mitte ruumala. Teaduslikus vaates ei koosne elektron millestki, vaid on struktuurita punkt.

Elektroni pole mikroskoobi all näha. Seda täheldatakse ainult elektronpilve kujul, mis näeb välja nagu hägune kera aatomituuma ümber. Samas on võimatu täpselt öelda, kus elektron mingil ajahetkel asub. Seadmed on võimelised püüdma mitte osakest ennast, vaid ainult selle energiajälgi. Elektroni olemus ei ole mateeria mõistesse sisse lülitatud. See on pigem nagu tühi vorm, mis eksisteerib ainult liikumises ja läbi selle.

Elektronis pole veel struktuuri leitud. See on sama punktosake nagu energiakvant. Tegelikult on elektron energia, kuid see on selle stabiilsem vorm kui see, mida kujutavad valguse footonid.

Hetkel loetakse elektroni jagamatuks. See on arusaadav, sest on võimatu jagada midagi, millel pole helitugevust. Kuid teoorias, mille kohaselt elektroni koostis sisaldab kolmainsust sellistest kvaasiosakestest, on juba arenguid:

• Orbiton - sisaldab teavet elektroni orbiidi asukoha kohta;
• Spinon - vastutab pöörlemise või pöördemomendi eest;
• Holon – kannab infot elektroni laengu kohta.

Kuid nagu näeme, pole kvaasiosakestel ainega absoluutselt midagi ühist ja nad kannavad ainult teavet.

Erinevate ainete aatomite fotod elektronmikroskoobis

Huvitav on see, et elektron võib neelata energiakvante, näiteks valgust või soojust. Sel juhul liigub aatom uuele energiatasemele ja elektronpilve piirid laienevad. Juhtub ka seda, et elektroni neeldunud energia on nii suur, et ta suudab aatomisüsteemist välja hüpata ja iseseisva osakesena edasi liikuda. Samal ajal käitub see nagu valguse footon, st näib, et ta lakkab olemast osake ja hakkab ilmutama laine omadusi. Seda on katsega tõestatud.

Youngi eksperiment

Katse käigus suunati elektronide voog ekraanile, millesse oli lõigatud kaks pilu. Nendest piludest läbides põrkasid elektronid kokku teise projektsiooniekraani pinnaga, jättes sellele oma jälje. Selle elektronide "pommitamise" tulemusena ilmus projektsiooniekraanile interferentsmuster, mis sarnaneb sellega, mis ilmneks siis, kui kahe pilu läbiksid lained, kuid mitte osakesed.

Selline muster tuleneb asjaolust, et kahe pilu vahel kulgev laine jaguneb kaheks laineks. Edasise liikumise tulemusena kattuvad lained üksteisega ja mõnel pool need tühistavad üksteist. Selle tulemusena saame projektsiooniekraanile ühe triibu asemel palju, nagu oleks siis, kui elektron käituks osakesena.

Aatomi tuuma struktuur: prootonid ja neutronid

Prootonid ja neutronid moodustavad aatomi tuuma. Ja hoolimata asjaolust, et südamiku kogumahust on vähem kui 1%, on sellesse struktuuri koondunud peaaegu kogu süsteemi mass. Kuid prootonite ja neutronite ehituse arvelt lähevad füüsikud lahku ja hetkel on kaks teooriat korraga.

• Teooria nr 1 – standard

Standardmudel ütleb, et prootonid ja neutronid koosnevad kolmest kvargist, mis on ühendatud gluoonide pilvega. Kvargid on punktosakesed, nagu ka kvantid ja elektronid. Ja gluoonid on virtuaalsed osakesed, mis tagavad kvarkide vastasmõju. Siiski pole loodusest leitud ei kvarke ega gluoone, mistõttu seda mudelit kritiseeritakse kõvasti.

• Teooria nr 2 – alternatiiv

Kuid Einsteini välja töötatud alternatiivse ühtse välja teooria kohaselt on prooton, nagu neutron, nagu iga teinegi füüsilise maailma osake, valguse kiirusel pöörlev elektromagnetväli.

Inimese ja planeedi elektromagnetväljad

Millised on aatomi ehituse põhimõtted?

Kõik maailmas – peen ja tihe, vedel, tahke ja gaasiline – on vaid lugematute väljade energiaseisundid, mis läbivad universumi ruumi. Mida kõrgem on energiatase väljal, seda õhem ja vähem tajutav see on. Mida madalam on energiatase, seda stabiilsem ja käegakatsutavam see on. Aatomi struktuuris, nagu ka universumi mis tahes muu üksuse struktuuris, peitub selliste väljade vastastikmõju - erineva energiatihedusega. Selgub, et mateeria on vaid mõistuse illusioon.