Kako odrediti elektronsku strukturu atoma. Građa atoma kemijskih elemenata

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

Daljnji razvoj znanosti o građi tvari pokazao je da i atom ima složenu strukturu te da se sastoji od elektrona i protona. Tako je nastala elektronska teorija strukture tvari.

U davna vremena otkriveno je da postoje dvije vrste elektriciteta: pozitivan i negativan. Količina elektriciteta sadržana u tijelu postala je nazvana naboj. Ovisno o vrsti elektriciteta koje tijelo posjeduje, naboj može biti pozitivan ili negativan.

Također je empirijski utvrđeno da se jednolični naboji međusobno odbijaju, a suprotni privlače.

Smatrati elektronska struktura atoma. Atomi se sastoje od još manjih čestica od sebe, tzv elektroni.

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

Elektroni kruže oko središnje jezgre sastavljene od jedne ili više protoni i neutroni, u koncentričnim orbitama. Elektroni su negativno nabijene čestice, protoni su pozitivne, a neutroni neutralni (slika 1.1).

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

Postojanje elektrona i protona je izvan sumnje. Znanstvenici 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 njegova kretanja te da se elektron ne samo giba naprijed u prostoru, već se i okreće oko svoje osi.

Najjednostavniji u svojoj strukturi je atom vodika (slika 1.1). Sastoji se od protonske jezgre i elektrona koji velikom brzinom kruže oko jezgre tvoreći vanjsku ljusku (orbitu) atoma. Složeniji atomi imaju više ljuski oko kojih se okreću elektroni.

Ove ljuske su sekvencijalno ispunjene elektronima iz jezgre (slika 1.2).

Sada analizirajmo . Krajnja vanjska ljuska zove se valencija, a broj elektrona koji sadrži naziva se valencija. Što dalje od jezgre valentna ljuska, posljedično, manja je sila privlačenja koju ima svaki valentni elektron sa strane jezgre. 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 primati 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 dirigenti .

izolatori , suprotnost je dirigentima. Blokiraju protok električne energije. Izolatori su stabilni jer valentni elektroni nekih atoma ispunjavaju valentne ljuske drugih atoma, spajajući ih. Time se sprječava stvaranje slobodnih elektrona.
Međupoložaj između izolatora i vodiča zauzimaju poluvodiči ali o njima ćemo kasnije.
Smatrati svojstva atoma. Atom koji ima isti broj elektrona i protona je električki neutralan. Atom koji primi jedan ili više elektrona postaje negativno nabijen i naziva se negativni ion. Ako atom izgubi jedan ili više elektrona, tada postaje pozitivan ion, odnosno postaje pozitivno nabijen.

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

Elektroni

Irski fizičar Stoney je na temelju pokusa došao do zaključka da elektricitet prenose najsitnije čestice koje postoje u atomima svih kemijskih elemenata. U $1891$, Stoney je predložio da se te čestice nazovu elektroni, što na grčkom znači "jantar".

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

Thomson i Perrin spojili su polove izvora struje s dvije metalne ploče - katodom i anodom, zalemljenima u staklenu cijev, iz koje je evakuiran zrak. Kada se na elektrodne ploče dovede napon od oko 10 tisuća volti, u cijevi je zabljesnulo svjetlosno pražnjenje, a čestice su poletjele s katode (negativni pol) na anodu (pozitivni pol), što su znanstvenici prvo nazvali katodne zrake, a zatim otkrili da je to struja elektrona. Elektroni, udarajući posebne tvari nanesene, na primjer, na TV ekran, uzrokuju sjaj.

Zaključak je napravljen: elektroni bježe 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 padom svjetlosti na metale koje tvore elementi glavne podskupine I. skupine periodnog sustava (na primjer, cezij).

Stanje elektrona u atomu

Stanje elektrona u atomu shvaća se kao skup informacija o energije specifični elektron u prostor u kojoj se nalazi. Već znamo da elektron u atomu nema putanju gibanja, tj. može samo govoriti o vjerojatnosti nalazeći ga u prostoru oko jezgre. Može se nalaziti u bilo kojem dijelu tog prostora koji okružuje jezgru, a ukupnost njegovih različitih položaja smatra se elektronskim oblakom s određenom gustoćom negativnog naboja. Slikovito se to može zamisliti na sljedeći način: kada bi bilo moguće fotografirati položaj elektrona u atomu u stotinkama ili milijuntim dijelovima sekunde, kao u fotofinišu, tada bi elektron na takvim fotografijama bio predstavljen kao točka. Prekrivanje bezbrojnih takvih fotografija rezultiralo bi slikom elektronskog oblaka najveće gustoće gdje ima najviše tih točaka.

Na slici je prikazan "presjek" takve gustoće elektrona u atomu vodika koji prolazi kroz jezgru, a isprekidanom linijom omeđena je sfera unutar koje je vjerojatnost pronalaska elektrona 90%$. Kontura najbliža jezgri pokriva područje prostora u kojem je vjerojatnost pronalaska elektrona $10%$, vjerojatnost pronalaska elektrona unutar druge konture od jezgre je $20%$, unutar treće - $≈30 %$, itd. Postoji određena nesigurnost u stanju elektrona. Da bi okarakterizirao ovo posebno stanje, njemački fizičar W. Heisenberg uveo je pojam princip neizvjesnosti, tj. pokazalo je da je nemoguće istodobno i točno odrediti energiju i položaj elektrona. Što je točnije određena energija elektrona, to je njegov položaj neizvjesniji, i obrnuto, nakon određivanja položaja nemoguće je odrediti energiju elektrona. Područje vjerojatnosti detekcije elektrona nema jasne granice. Ipak, moguće je izdvojiti prostor u kojem je vjerojatnost pronalaska elektrona najveća.

Prostor oko atomske jezgre, u kojem se najvjerojatnije nalazi elektron, naziva se orbitala.

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

Najvažnija karakteristika gibanja elektrona po određenoj orbiti je energija njegove veze s jezgrom. Elektroni sa sličnim energetskim vrijednostima tvore jedan elektronski sloj, ili razina energije. Energetske razine su numerirane počevši od jezgre: $1, 2, 3, 4, 5, 6$ i $7$.

Cijeli broj $n$ koji označava broj energetske razine naziva se glavni kvantni broj.

Karakterizira energiju elektrona koji zauzimaju određenu energetsku razinu. Najnižu energiju imaju elektroni prve energetske razine, najbliže jezgri. U usporedbi s elektronima prve razine, elektroni sljedećih razina karakteriziraju veliku količinu energije. Posljedično, elektroni vanjske razine su najslabije vezani za jezgru atoma.

Broj energetskih razina (elektronskih slojeva) u atomu jednak je broju periode u sustavu D. I. Mendeljejeva, kojem kemijski element pripada: atomi elemenata prve periode imaju jednu energetsku razinu; drugo razdoblje - dva; sedmo razdoblje - sedam.

Najveći broj elektrona u energetskoj razini određuje se formulom:

gdje je $N$ najveći broj elektrona; $n$ je broj razine, odnosno glavni kvantni broj. Posljedično: prva energetska razina najbliža jezgri 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 pak raspoređene energetske razine (elektronički slojevi)?

Počevši od druge energetske razine $(n = 2)$, svaka od razina je podijeljena na podrazine (podslojeve), koji se međusobno malo razlikuju po energiji vezivanja s jezgrom.

Broj podrazina jednak je vrijednosti glavnog kvantnog broja: prva energetska razina ima jednu podrazinu; drugi - dva; treći - tri; četvrti je četiri. Podrazine, pak, tvore orbitale.

Svaka vrijednost $n$ odgovara broju orbitala jednakom $n^2$. Prema podacima prikazanim u tablici, moguće je pratiti odnos između glavnog kvantnog broja $n$ i broja podrazina, tipa i broja orbitala, te maksimalnog broja elektrona po podrazini i razini.

Glavni kvantni broj, vrste i broj orbitala, najveći broj elektrona na podrazinama i razinama.

Razina energije $(n)$	Broj podrazina jednak je $n$	Orbitalni tip	Broj orbitala		Maksimalan broj elektrona
			u podrazini	na razini koja je jednaka $n^2$	u podrazini	na razini jednakoj $n^2$
$K(n=1)$	$1$	$1s$	$1$	$1$	$2$	$2$
$L(n=2)$	$2$	$2s$	$1$	$4$	$2$	$8$
		$2p$	$3$		$6$
$M(n=3)$	$3$	$3s$	$1$	$9$	$2$	$18$
		$3p$	$3$		$6$
		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 podrazine označavaju latiničnim slovima, kao i oblik orbitala od kojih se sastoje: $s, p, d, f$. Tako:

• $s$-podrazina - prva podrazina svake energetske razine najbliža atomskoj jezgri, sastoji se od jedne $s$-orbitale;
• $p$-podrazina - druga podrazina svake, osim prve, energetske razine sastoji se od tri $p$-orbitale;
• $d$-podrazina - treća podrazina svake, počevši od treće energetske razine, sastoji se od pet $d$-orbitala;
• $f$-podrazina svake, počevši od četvrte energetske razine, sastoji se od sedam $f$-orbitala.

atomska jezgra

Ali nisu samo elektroni dio atoma. Fizičar Henri Becquerel otkrio je da prirodni mineral koji sadrži uranovu sol također emitira nepoznato zračenje, osvjetljavajući fotografske filmove koji su zatvoreni za svjetlost. Ova pojava je nazvana 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 s pozitivnim predznakom, i masu $4$ puta veću od mase atoma vodika;
2. $β$-zrake su tok elektrona;
3. $γ$-zrake su elektromagnetski valovi zanemarive mase koji ne nose električni naboj.

Posljedično, atom ima složenu strukturu - sastoji se od pozitivno nabijene jezgre i elektrona.

Kako je uređen atom?

Godine 1910. u Cambridgeu, blizu Londona, Ernest Rutherford sa svojim studentima i kolegama proučavao je raspršenje $α$ čestica koje prolaze kroz tanku zlatnu foliju i padaju na ekran. Alfa čestice obično su odstupile od izvornog smjera samo za jedan stupanj, potvrđujući, čini se, ujednačenost i ujednačenost svojstava atoma zlata. I odjednom su istraživači primijetili da su neke $α$-čestice naglo promijenile smjer svoje staze, kao da nailaze na neku prepreku.

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

Izračuni su pokazali da bi se opaženi fenomeni mogli dogoditi ako bi se cijela masa atoma i sav njegov pozitivni naboj koncentrirali u sićušnoj središnjoj jezgri. Polumjer jezgre, kako se pokazalo, 100.000 puta manji je od polumjera cijelog atoma, onog područja u kojem se nalaze elektroni koji imaju negativan naboj. Ako primijenimo figurativnu usporedbu, tada se cijeli volumen atoma može usporediti sa stadionom Luzhniki, a jezgra se može usporediti s nogometnom loptom koja se nalazi u središtu igrališta.

Atom bilo kojeg kemijskog elementa usporediv je sa sićušnim Sunčevim sustavom. Stoga se takav model atoma, koji je predložio Rutherford, naziva planetarnim.

Protoni i neutroni

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

Protoni imaju naboj jednak naboju elektrona, ali suprotnog predznaka $(+1)$, i masu jednaku masi atoma vodika (u kemiji je prihvaćen kao jedinica). Protoni se označavaju s $↙(1)↖(1)p$ (ili $r+$). Neutroni ne nose naboj, neutralni su i imaju masu jednaku masi protona, tj. $1$. Neutroni se označavaju s $↙(0)↖(1)n$ (ili $n^0$).

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

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

Budući da se masa elektrona, koja je zanemariva, može zanemariti, očito je da je cjelokupna masa atoma koncentrirana u jezgri. Elektroni se označavaju na sljedeći način: $e↖(-)$.

Budući da je atom električki neutralan, očito je i da da je broj protona i elektrona u atomu isti. Jednak je atomskom broju kemijskog elementa dodijeljen mu u periodnom sustavu. Na primjer, jezgra atoma željeza sadrži $26$ protona, a $26$ elektrona kruži oko jezgre. A kako odrediti broj neutrona?

Kao što znate, masa atoma je zbroj masa protona i neutrona. Poznavajući redni broj elementa $(Z)$, tj. broja protona i masenog broja $(A)$, jednakog zbroju brojeva protona i neutrona, možete pronaći broj neutrona $(N)$ pomoću formule:

Na primjer, broj neutrona u atomu željeza je:

$56 – 26 = 30$.

Tablica prikazuje glavne karakteristike elementarnih čestica.

Osnovne karakteristike elementarnih čestica.

izotopi

Varijante 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 "zauzimanje jednog mjesta" (ćelije) u periodnom sustavu elemenata.

Kemijski elementi koji se nalaze u prirodi mješavina su izotopa. Dakle, ugljik ima tri izotopa s masom $12, 13, 14$; kisik - tri izotopa s masom od $16, 17, 18$, itd.

Obično se daje u periodnom sustavu, relativna atomska masa kemijskog elementa je prosječna vrijednost atomskih masa prirodne mješavine izotopa danog elementa, uzimajući u obzir njihovu relativnu zastupljenost u prirodi, dakle, vrijednosti atomske mase su vrlo često frakcijske. Na primjer, prirodni atomi klora su mješavina dvaju izotopa - $35$ (postoji $75%$ u prirodi) i $37$ (postoji $25%$); stoga je relativna atomska masa klora 35,5$. Izotopi klora zapisuju se na sljedeći način:

$↖(35)↙(17)(Cl)$ i $↖(37)↙(17)(Cl)$

Kemijska svojstva izotopa klora potpuno su ista kao izotopi većine kemijskih elemenata, poput kalija, argona:

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

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

Sada je moguće dati moderniju, strožu i znanstvenu definiciju kemijskog elementa.

Kemijski element skup je atoma s istim nuklearnim nabojem.

Struktura elektronskih ljuski atoma elemenata prve četiri periode

Razmotrite preslikavanje elektroničkih konfiguracija atoma elemenata prema periodima sustava D. I. Mendelejeva.

Elementi prvog razdoblja.

Sheme elektroničke strukture atoma prikazuju raspored elektrona po elektronskim slojevima (energijskim razinama).

Elektronske formule atoma pokazuju raspodjelu elektrona po energetskim razinama i podrazinama.

Grafičke elektroničke formule atoma prikazuju raspodjelu elektrona ne samo po razinama i podrazinama, već i po orbitalama.

U atomu helija, prvi elektronski sloj je potpun - ima $2$ elektrona.

Vodik i helij su $s$-elementi, ti atomi imaju $s$-orbitale ispunjene elektronima.

Elementi drugog razdoblja.

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

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

Elementi trećeg razdoblja.

Za atome elemenata treće periode prvi i drugi elektronski sloj su dovršeni, pa je popunjen treći elektronski sloj u kojem elektroni mogu zauzimati 3s-, 3p- i 3d-podrazine.

Struktura elektronskih ljuski atoma elemenata treće periode.

$3,5$-elektronska orbitala je završena na atomu magnezija. $Na$ i $Mg$ su $s$-elementi.

Za aluminij i sljedeće elemente, podrazina $3d$ ispunjena je elektronima.

$↙(18)(Ar)$ Argon

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

U atomu argona, vanjski sloj (treći sloj elektrona) 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 treće periode imaju nepopunjene $3d$-orbitale.

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

$s-$ i $r$ -elementi oblik glavne podskupine u periodnom sustavu.

Elementi četvrtog razdoblja.

Atomi kalija i kalcija imaju četvrti elektronski sloj, $4s$-podrazina je ispunjena, jer ima manje energije od $3d$-podrazine. Za pojednostavljenje grafičkih elektroničkih formula atoma elemenata četvrte periode:

1. grafičku elektroničku formulu argona uvjetno označavamo na sljedeći način: $Ar$;
2. nećemo prikazati podrazine koje nisu popunjene za ove atome.

$K, Ca$ - $s$ -elementi, uključeni u glavne podskupine. Za atome od $Sc$ do $Zn$, 3d podrazina je ispunjena elektronima. Ovo su $3d$-elementi. Uključeni su u bočne podskupine, njihov predvanjski sloj elektrona je ispunjen, nazivaju se prijelazni elementi.

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

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

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

Simbol elementa, serijski broj, naziv	Dijagram elektroničke strukture	Elektronska formula	Grafička elektronička formula
$↙(19)(K)$ Kalij		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$
$↙(20)(C)$ Kalcij		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$
$↙(21)(Sc)$ Skandij		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ ili $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$
$↙(22)(Ti)$ Titan		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ ili $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$
$↙(23)(V)$ Vanadij		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ ili $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$
$↙(24)(Cr)$ Krom		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ ili $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$
$↙(29)(Su)$ Krom		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ 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 $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$
$↙(36)(Kr)$ Kripton		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ 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 završen - u njemu su popunjene sve $3s, 3p$ i $3d$ podrazine, ukupno na njima ima $18$ elektrona.

U elementima koji slijede nakon cinka, četvrti elektronski sloj, $4p$-podrazina, nastavlja se puniti. 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 podrazine $4d-$ i $4f$.

Elementi pete periode popunjavaju podrazine sljedećim redoslijedom: $5s → 4d → 5r$. A postoje i iznimke vezane uz "kvar" elektrona, za $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙( 46) Pd$, $↙(47)Ag$. $f$ se pojavljuju u šestoj i sedmoj periodi -elementi, tj. elementi čije se $4f-$ odnosno $5f$-podrazine trećeg vanjskog elektroničkog sloja popunjavaju.

$4f$ -elementi nazvao lantanoidi.

$5f$ -elementi nazvao aktinidi.

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

Ovisno o tome koja je podrazina atoma posljednja ispunjena elektronima, svi elementi, kao što ste već razumjeli, podijeljeni su u četiri elektroničke obitelji ili blokova:

1. $s$ -elementi;$s$-podrazina vanjske razine atoma ispunjena je elektronima; $s$-elementi uključuju vodik, helij i elemente glavnih podskupina I. i II.
2. $r$ -elementi;$p$-podrazina vanjske razine atoma ispunjena je elektronima; $p$-elementi uključuju elemente glavnih podskupina III–VIII skupina;
3. $d$ -elementi;$d$-podrazina predvanjske razine atoma ispunjena je elektronima; $d$-elementi uključuju elemente sekundarnih podskupina skupina I–VIII, tj. elementi interkaliranih desetljeća velikih razdoblja koji se nalaze između $s-$ i $p-$elemenata. Također se nazivaju prijelazni elementi;
4. $f$ -elementi;$f-$podrazina treće razine atoma izvana je ispunjena elektronima; tu spadaju lantanidi i aktinoidi.

Elektronska konfiguracija atoma. Osnovno i pobuđeno stanje atoma

To je ustanovio švicarski fizičar W. Pauli 1925. godine Atom može imati najviše dva elektrona u jednoj orbitali. ima suprotne (antiparalelne) vrtnje (prevedeno s engleskog kao vreteno), tj. posjedujući takva svojstva koja se mogu uvjetno zamisliti kao rotacija elektrona oko svoje zamišljene osi u smjeru kazaljke na satu ili suprotno od njega. Ovaj princip se zove Paulijevo načelo.

Ako postoji jedan elektron u orbitali, onda se on zove nesparen, ako dva, onda ovo sparenih elektrona, tj. elektroni sa suprotnim spinovima.

Na slici je prikazan dijagram podjele energetskih razina na podrazine.

$s-$ Orbitalni, kao što već znate, ima sferni oblik. Elektron atoma vodika $(n = 1)$ nalazi se na ovoj orbitali i nesparen je. Prema ovom njegovom elektronska formula, ili elektronička konfiguracija, piše se ovako: $1s^1$. U elektroničkim formulama broj energetske razine označava se brojem ispred slova $ (1 ...) $, podrazina (vrsta orbite) označava se latiničnim slovom, a broj koji se piše uz desno od slova (kao eksponent) pokazuje broj elektrona u podrazini.

Za atom helija He, koji ima dva uparena elektrona u istoj $s-$orbitali, ova formula je: $1s^2$. Elektronski omotač atoma helija je potpun i vrlo stabilan. Helij je plemeniti plin. Druga energetska razina $(n = 2)$ ima četiri orbitale, jednu $s$ i tri $p$. Elektroni $s$-orbitale druge razine ($2s$-orbitale) imaju veću energiju, jer nalaze se na većoj udaljenosti od jezgre nego elektroni $1s$-orbitale $(n = 2)$. Općenito, za svaku vrijednost $n$ postoji jedna $s-$orbitala, ali s odgovarajućom količinom energije elektrona na njoj i, prema tome, s odgovarajućim promjerom, koji raste s vrijednošću $n$.$s- $Orbitalna povećanja, kao što već znate, imaju sferni oblik. Elektron atoma vodika $(n = 1)$ nalazi se na ovoj orbitali i nesparen je. Stoga je njegova elektronička formula, odnosno elektronička konfiguracija, zapisana na sljedeći način: $1s^1$. U elektroničkim formulama broj energetske razine označava se brojem ispred slova $ (1 ...) $, podrazina (vrsta orbite) označava se latiničnim slovom, a broj koji se piše uz desno od slova (kao eksponent) pokazuje broj elektrona u podrazini.

Za atom helija $He$, koji ima dva uparena elektrona u istoj $s-$orbitali, ova formula je: $1s^2$. Elektronski omotač atoma helija je potpun i vrlo stabilan. Helij je plemeniti plin. Druga energetska razina $(n = 2)$ ima četiri orbitale, jednu $s$ i tri $p$. Elektroni $s-$orbitala druge razine ($2s$-orbitale) imaju veću energiju, jer nalaze se na većoj udaljenosti od jezgre nego elektroni $1s$-orbitale $(n = 2)$. Općenito, za svaku vrijednost $n$ postoji jedna $s-$orbitala, ali s odgovarajućom količinom energije elektrona na njoj i, prema tome, s odgovarajućim promjerom, koji raste kako se povećava vrijednost $n$.

$r-$ Orbitalni Ima oblik bučice, odnosno volumena osam. Sve tri $p$-orbitale nalaze se u atomu međusobno okomito duž prostornih koordinata povučenih kroz jezgru atoma. Ponovno treba naglasiti da svaka energetska razina (elektronički sloj), počevši od $n= 2$, ima tri $p$-orbitale. Kako vrijednost $n$ raste, elektroni zauzimaju $p$-orbitale koje se nalaze na velikim udaljenostima od jezgre i usmjerene su duž $x,y,z$ osi.

Za elemente druge periode $(n = 2)$ najprije se popunjava jedna $s$-orbitala, a zatim tri $p$-orbitale; elektronska formula $Li: 1s^(2)2s^(1)$. Elektron $2s^1$ manje je vezan za atomsku jezgru, pa ga atom litija može lako odati (kao što se vjerojatno sjećate, taj se proces naziva oksidacija), pretvarajući se u litijev ion $Li^+$.

U atomu berilija Be, četvrti elektron je također smješten u $2s$ orbitali: $1s^(2)2s^(2)$. Dva vanjska elektrona atoma berilija lako se odvajaju - $B^0$ se oksidira u kation $Be^(2+)$.

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

Za elemente treće periode popunjene su $3s-$ odnosno $3p$-orbitale. Pet $d$-orbitala treće razine 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 se u dijagramima koji prikazuju raspodjelu elektrona u atomima navodi samo broj elektrona na svakoj energetskoj razini, tj. pisati skraćene elektroničke formule atoma kemijskih elemenata, za razliku od gornjih potpunih elektroničkih 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 redom $4s-$ i $5s$-orbitale: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2 , 8, 18, 8, 2$. Počevši od trećeg elementa svake velike periode, sljedećih deset elektrona će ići na prethodne $3d-$ odnosno $4d-$orbitale (za elemente sekundarnih podskupina): $↙(23)V 2, 8, 11 , 2;$ $↙( 26)Fr 2, 8, 14, 2;$ $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙(43)Tc 2, 8, 18, 13, 2$. U pravilu, kada se popuni prethodna $d$-podrazina, počet će se popunjavati vanjska (odnosno $4p-$ i $5p-$) $p-$podrazina: $↙(33)Kao 2, 8, 18, 5;$ $ ↙(52)Te 2, 8, 18, 18, 6$.

Za elemente velikih perioda - šesti i nepotpuni sedmi - elektroničke razine i podrazine popunjene su elektronima u pravilu na sljedeći način: prva dva elektrona ulaze u vanjsku $s-$podrazinu: $↙(56)Ba 2, 8 , 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)Pt 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1$; sljedeći jedan elektron (za $La$ i $Ca$) na prethodnu $d$-podrazinu: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ i $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2$.

Zatim će sljedećih $14$ elektrona izvana ući u treću energetsku razinu, $4f$ i $5f$ orbitale lantonida i aktinoida: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2 ;$ $↙(92 )U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2$.

Zatim će se druga energetska razina izvana ($d$-podrazina) ponovno početi graditi za elemente bočnih podskupina: $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙( 104) Rf 2, 8, 18 , 32, 32, 10, 2$. I, konačno, tek nakon što se $d$-podrazina potpuno ispuni s deset elektrona, $p$-podrazina će se ponovno ispuniti: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.

Vrlo često se struktura elektronskih ljuski atoma prikazuje pomoću energetskih ili kvantnih ćelija – zapisuju tzv. grafičke elektronske formule. Za ovaj zapis koristi se sljedeća oznaka: svaka kvantna stanica označena je ćelijom koja odgovara jednoj orbitali; svaki elektron je označen strelicom koja odgovara smjeru spina. Prilikom pisanja grafičke elektroničke formule treba zapamtiti dva pravila: Paulijevo načelo, prema kojem stanica (orbitala) ne može imati više od dva elektrona, ali s antiparalelnim spinovima, i F. Hundovo pravilo, prema kojem elektroni zauzimaju slobodne stanice prvo jedan po jedan i pritom imaju istu vrijednost spina, a tek onda se sparuju, ali će spinovi, prema Paulijevom principu, već biti suprotno usmjereni.

(Bilješke s predavanja)

Građa atoma. Uvod.

Predmet proučavanja kemije su kemijski elementi i njihovi spojevi. kemijski element Skupina atoma s istim pozitivnim nabojem naziva se. Atom je najmanja čestica kemijskog elementa koja ga zadržava Kemijska svojstva. Međusobno se povezujući, atomi jednog ili različitih elemenata tvore složenije čestice - molekule. Zbirka atoma ili molekula tvori kemikalije. Svaku pojedinu kemijsku tvar karakterizira skup individualnih fizikalnih svojstava, kao što su vrelište i talište, gustoća, električna i toplinska vodljivost itd.

1. Građa atoma i periodni sustav elemenata

DI. Mendeljejev.

Poznavanje i razumijevanje pravilnosti redoslijeda popunjavanja periodnog sustava elemenata D.I. Mendeljejev nam omogućuje da shvatimo sljedeće:

1. fizička bit postojanja u prirodi pojedinih elemenata,

2. prirodu kemijske valencije elementa,

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

4. priroda kemijskih veza koje određeni element može stvoriti u interakciji s drugim elementima, prostorna struktura jednostavnih i složenih molekula itd., itd.

Građa atoma.

Atom je složen mikrosustav elementarnih čestica koje se gibaju i međusobno djeluju.

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

Godine 1926. Schrodinger je predložio opis gibanja mikročestica u atomu elementa pomoću valne jednadžbe koju je izveo. Prilikom rješavanja Schrödingerove valne jednadžbe za atom vodika pojavljuju se tri cijela kvantna broja: n, ℓ i m ℓ , koji karakteriziraju stanje elektrona u trodimenzionalnom prostoru u središnjem polju jezgre. kvantni brojevi n, ℓ i m ℓ uzeti cjelobrojne vrijednosti. Valna funkcija definirana s tri kvantna broja n, ℓ i m ℓ a dobivena kao rezultat rješavanja Schrödingerove jednadžbe naziva se orbitala. Orbitala je područje prostora u kojem se najvjerojatnije nalazi elektron. koji pripada atomu kemijskog 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 pobliže svaki kvantni broj.

Glavni kvantni broj n može poprimiti bilo koje pozitivne cijele vrijednosti: n = 1,2,3,4,5,6,7… Karakterizira energiju elektroničke razine i veličinu elektroničkog "oblaka". Karakteristično je da se broj glavnog kvantnog broja podudara s brojem razdoblja u kojem se dati element nalazi.

Azimutni ili orbitalni kvantni brojℓ može uzeti cjelobrojne vrijednosti iz ℓ = 0….do n – 1 i određuje moment gibanja elektrona, tj. oblik orbite. Za različite numeričke vrijednosti ℓ koristi se sljedeća oznaka: ℓ = 0, 1, 2, 3, i označeni su simbolima s, str, d, f, odnosno za ℓ = 0, 1, 2 i 3. U periodnom sustavu elemenata nema elemenata sa spinskim brojem ℓ = 4.

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

Oblik ili, točnije, svojstva simetrije atomskih orbitala ovise o kvantnim brojevima ℓ i m ℓ . "elektronički oblak", koji odgovara s- orbitale ima, ima oblik lopte (istovremeno ℓ = 0).

Sl. 1. 1s orbitala

Orbitale definirane kvantnim brojevima ℓ = 1 i m ℓ = -1, 0 i +1 nazivaju se p-orbitale. Budući da m ℓ u ovom slučaju ima tri različite vrijednosti, tada 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 osnu simetriju i imaju oblik trodimenzionalnih osmica, orijentiranih duž x, y i z osi u vanjskom polju (slika 1.2). Odatle potječu simboli p x , p y i p z .

sl.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 kvantum m s nazvan spinski kvantni broj, uveli su Goudsmit i Uhlenbeck 1925. kako bi objasnili neke suptilne učinke u spektru atoma vodika. Spin elektrona je kutni moment nabijene elementarne čestice elektrona, čija je orijentacija kvantizirana, tj. strogo ograničen na određene kutove. Ova orijentacija određena je vrijednošću spinskog magnetskog kvantnog broja (s), koji je za elektron ½ , dakle, za elektron, prema pravilima kvantizacije m s = ± ½. S tim u vezi, skupu od tri kvantna broja treba dodati kvantni broj m s . Još jednom naglašavamo da četiri kvantna broja određuju redoslijed kojim je Mendeljejevljev periodni sustav elemenata konstruiran i objašnjavaju zašto postoje samo dva elementa u prvoj periodi, osam u drugoj i trećoj, 18 u četvrtoj i tako dalje. , da bi se objasnila struktura višeelektrona atoma, redoslijed kojim se elektronske razine popunjavaju kako se pozitivni naboj atoma povećava, nije dovoljno imati ideju o četiri kvantna broja koji "upravljaju" ponašanjem elektrona kod popunjavanja elektronskih orbitala, ali morate znati neka jednostavnija pravila, tj. Paulijev princip, Gundovo pravilo i Klečkovskijeva pravila.

Prema Paulijevom principu u istom kvantnom stanju, karakteriziranom određenim vrijednostima četiri kvantna broja, ne može biti više od jednog elektrona. To znači da se jedan elektron u načelu može smjestiti u bilo koju atomsku orbitalu. Dva elektrona mogu biti u istoj atomskoj orbiti samo ako imaju različite kvantne brojeve spina.

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

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

pravilo Klečkovskog. Prema pravilu Klechkovsky, prilikom punjenjad i fmora se poštovati orbitala elektronaprincip minimalne energije. Prema ovom principu, elektroni u osnovnom stanju ispunjavaju orbite s minimalnim razinama energije. Energija podrazine određena je zbrojem kvantnih brojevan + ℓ = E .

Prvo pravilo Klečkovskog: prvo ispuniti one podrazine za kojen + ℓ = E minimalan.

Drugo pravilo Klečkovskog: u slučaju jednakostin + ℓ za nekoliko podrazina, podrazina za kojun minimalan .

Trenutno je poznato 109 elemenata.

2. Energija ionizacije, afinitet prema elektronu i elektronegativnost.

Najvažnije karakteristike elektroničke konfiguracije atoma su energija ionizacije (EI) ili ionizacijski potencijal (IP) i afinitet atoma prema elektronu (SE). Energija ionizacije 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 polumjera ima izražen periodički karakter.

Elektronski afinitet (SE) je promjena energije koja prati dodavanje elektrona izoliranom atomu s stvaranjem negativnog iona pri 0 K: A + ē = A - (atom i ion su u svojim osnovnim stanjima). U tom slučaju elektron zauzima najnižu slobodnu atomsku orbitalu (LUAO) ako VZAO zauzimaju dva elektrona. SE jako ovisi o njihovoj orbitalnoj elektroničkoj konfiguraciji.

Promjene u EI i SE koreliraju s promjenama u mnogim svojstvima elemenata i njihovih spojeva, što se koristi za predviđanje ovih svojstava iz vrijednosti EI i SE. Halogeni imaju najveći apsolutni afinitet prema elektronu. U svakoj skupini periodnog sustava elemenata, ionizacijski potencijal ili EI opada s povećanjem broja elemenata, što je povezano s povećanjem atomskog polumjera i povećanjem broja elektronskih slojeva, a što dobro korelira s povećanjem redukcijska snaga elementa.

Tablica 1 periodnog sustava 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 tablici 1.

stol 1

Prva energija ionizacije (EI), afinitet prema elektronu (SE) i elektronegativnost χ) atoma u periodnom sustavu.

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 opće i anorganske kemije", N.S. Akhmetov, 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). Također se razmatraju aspekti kao što su najveći broj elektrona na energetskim razinama i podrazinama, raspodjela elektrona po energetskim razinama i podrazinama u atomima elemenata prve četiri periode, valentni elektroni s-, p- i d-elemenata. Dan je grafički dijagram strukture elektroničkih slojeva atoma (elektronsko-grafička formula).

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

Lekcija: Građa atoma

U prijevodu s grčkog, riječ " atom" znači "nedjeljivo". Međutim, otkriveni su fenomeni koji pokazuju mogućnost njegove podjele. To su emisija x-zraka, emisija katodnih zraka, pojava fotoelektričnog efekta, pojava radioaktivnosti. Elektroni, protoni i neutroni su čestice koje čine atom. Zovu se subatomske čestice.

tab. jedan

Osim protona, jezgra većine atoma sadrži neutroni koji ne nose nikakvu naknadu. Kao što se vidi iz tablice. 1, masa neutrona praktički se ne razlikuje od mase protona. Protoni i neutroni čine jezgru atoma i nazivaju se nukleoni (nukleus - jezgra). Njihovi naboji i mase u jedinicama atomske mase (a.m.u.) prikazani su u tablici 1. Pri izračunavanju mase atoma, masa elektrona može se zanemariti.

Masa atoma ( maseni broj) jednak je zbroju masa protona i neutrona koji čine njegovu jezgru. Maseni broj je označen slovom ALI. Iz naziva ove veličine vidi se da je ona usko povezana s atomskom masom elementa zaokruženom na cijeli broj. A=Z+N

Ovdje A- maseni broj atoma (zbir protona i neutrona), Z- naboj jezgre (broj protona u jezgri), N je broj neutrona u jezgri. Prema doktrini izotopa, koncept "kemijskog elementa" može se dati sljedeća definicija:

kemijski element Skupina atoma s istim nuklearnim nabojem naziva se.

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 jezgri (broj N). Budući da neutroni imaju malo ili nimalo utjecaja na kemijska svojstva elemenata, svi izotopi istog elementa kemijski se ne razlikuju.

Izotopima se nazivaju varijante atoma istog kemijskog elementa s istim nuklearnim nabojem (to jest, s istim brojem protona), ali s različitim brojem neutrona u jezgri.

Izotopi se međusobno razlikuju samo po masenom broju. To je označeno ili superskriptom u desnom kutu ili u retku: 12 C ili C-12 . Ako element sadrži nekoliko prirodnih izotopa, tada u periodnom sustavu D.I. Mendeljejev označava njegovu prosječnu atomsku masu, uzimajući u obzir prevalenciju. Na primjer, klor sadrži 2 prirodna izotopa 35 Cl i 37 Cl, čiji je sadržaj 75% odnosno 25%. Dakle, atomska masa klora bit će jednaka:

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

Za umjetno sintetizirane teške atome jedna vrijednost atomske mase navedena je u uglatim zagradama. To je atomska masa najstabilnijeg izotopa tog elementa.

Osnovni modeli strukture atoma

Povijesno gledano, Thomsonov model atoma bio je prvi 1897.

Riža. 1. Model strukture atoma J. Thomsona

Engleski fizičar J. J. Thomson sugerirao je da se atomi sastoje od pozitivno nabijene kugle u kojoj su razbacani elektroni (slika 1). Ovaj model se slikovito naziva „puding od šljiva“, lepinja s grožđicama (gdje su „grožđice“ elektroni), ili „lubenica“ sa „sjemenkama“ – elektronima. Međutim, ovaj model je napušten, jer su dobiveni eksperimentalni podaci koji su mu proturječili.

Riža. 2. Model strukture atoma E. Rutherforda

Godine 1910. engleski fizičar Ernst Rutherford sa svojim studentima Geigerom i Marsdenom proveo je eksperiment koji je dao nevjerojatne rezultate koji su bili neobjašnjivi sa stajališta Thomsonovog modela. Ernst Rutherford je iskustvom dokazao da se u središtu atoma nalazi pozitivno nabijena jezgra (slika 2), oko koje, poput planeta oko Sunca, kruže elektroni. Atom kao cjelina je električki neutralan, a elektroni se drže u atomu zahvaljujući silama elektrostatskog privlačenja (Coulombove sile). Ovaj model je imao mnogo kontradikcija i, što je najvažnije, nije objasnio zašto elektroni ne padaju na jezgru, kao ni mogućnost apsorpcije i emisije energije od strane nje.

Danski fizičar N. Bohr 1913. godine, uzimajući Rutherfordov model atoma kao osnovu, predložio je model atoma u kojem čestice elektrona kruže oko atomske jezgre na sličan način kao što se planeti okreću oko Sunca.

Riža. 3. Planetarni model N. Bohra

Bohr je sugerirao da elektroni u atomu mogu stabilno postojati samo u orbitama na strogo određenim udaljenostima od jezgre. Ove je orbite nazvao stacionarnim. Elektron ne može postojati izvan stacionarnih orbita. Zašto je to tako, Bohr tada nije mogao objasniti. No pokazao je da takav model (slika 3) omogućuje objašnjenje mnogih eksperimentalnih činjenica.

Trenutno se koristi za opisivanje strukture atoma kvantna mehanika. Ovo je znanost čiji je glavni aspekt da elektron ima svojstva čestice i vala u isto vrijeme, tj. valno-čestični dualitet. Prema kvantnoj mehanici, naziva se područje prostora u kojem je vjerojatnost pronalaska elektrona najvećaorbitalni. Što je elektron dalje od jezgre, to je manja njegova energija interakcije s jezgrom. Nastaju elektroni slične energije razina energije. Broj energetskih razina jednaki broj razdoblja, u kojem se ovaj element nalazi u tablici D.I. Mendeljejev. Postoje različiti oblici atomskih orbitala. (slika 4). D-orbitala i f-orbitala imaju složeniji oblik.

Riža. 4. Oblici atomskih orbitala

U elektronskoj ljusci svakog atoma ima točno onoliko elektrona koliko ima protona u njegovoj jezgri, pa je atom kao cjelina električki neutralan. Elektroni u atomu raspoređeni su tako da im je energija minimalna. Što je elektron dalje od jezgre, orbitala je više i složenijeg su oblika. Svaka razina i podrazina može sadržavati samo određeni broj elektrona. Podrazine se pak sastoje od orbitale.

Na prvoj energetskoj razini, najbližoj jezgri, može postojati jedna sferna orbitala ( 1 s). Na drugoj energetskoj razini - sferna orbitala, velike veličine i tri p-orbitale: 2 s2 ppp. Na trećoj razini: 3 s3 ppp3 dddd.

Osim kretanja oko jezgre, elektroni imaju i kretanje, koje se može prikazati kao njihovo kretanje oko vlastite osi. Ova rotacija se zove vrtjeti ( u traci s engleskog. "vreteno"). U jednoj orbitali mogu biti samo dva elektrona suprotnih (antiparalelnih) spinova.

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

Gdje je n glavni kvantni broj (broj razine energije). Vidi tablicu. 2

tab. 2

Ovisno o tome na kojoj se orbiti nalazi posljednji elektron, razlikuju se s-, str-, d-elementi. Elementi glavnih podskupina pripadaju s-, str-elementi. U bočnim podskupinama su d-elementi

Grafički dijagram strukture elektroničkih slojeva atoma (elektronička grafička formula).

Za opis rasporeda elektrona u atomskim orbitalama koristi se elektronička konfiguracija. Za pisanje u liniji, orbitale su napisane u legendi ( s--, str-, d-,f-orbitale), a ispred njih su brojevi koji označavaju broj energetske razine. Što je veći broj, to je elektron udaljeniji od jezgre. Velikim slovima iznad oznake orbitale ispisan je broj elektrona u toj orbitali (slika 5).

Riža. 5

Grafički se raspodjela elektrona u atomskim orbitalama može prikazati kao ćelije. Svaka stanica odgovara jednoj orbitali. Postojat će 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 (npr. u tri p-orbitale), prvo jedan po jedan, a tek kada je u svakoj takvoj orbitali već po jedan elektron, počinje punjenje tih orbitala drugim elektronima. Takvi se elektroni nazivaju upareni. To se objašnjava činjenicom da se u susjednim stanicama elektroni manje odbijaju, kao slično nabijene čestice.

Pogledajte sl. 6 za atom 7 N.

Riža. 6

Elektronska konfiguracija skandijeva atoma

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 vanjskoj energetskoj razini nazivaju se valentni elektroni. 21 sc odnosi se na d-elementi.

Sažimanje lekcije

Na satu se razmatrala struktura atoma, stanje elektrona u atomu, uveden je pojam "atomske orbite i elektronskog oblaka". Učenici su naučili kakav je oblik orbitala ( s-, str-, d-orbitale), koliki je najveći broj elektrona na energetskim razinama i podrazinama, raspodjela elektrona po energetskim razinama, koliki je s-, str- i d-elementi. Dan je grafički dijagram strukture elektroničkih slojeva atoma (elektronsko-grafička formula).

Bibliografija

1. Rudzitis G.E. Kemija. Osnove opće kemije. 11. razred: udžbenik za obrazovne ustanove: osnovna razina / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - 14. izd. - M.: Obrazovanje, 2012.

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

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

Domaća zadaća

1. Broj 5-7 (str. 22) Rudzitis G.E. Kemija. Osnove opće kemije. 11. razred: udžbenik za obrazovne ustanove: osnovna razina / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - 14. izd. - M.: Obrazovanje, 2012.

2. Napiši elektroničke 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 . Koji su to elementi?

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

Građa atoma

Već su starogrčki znanstvenici pogodili postojanje najmanjih kemijskih čestica koje čine bilo koji predmet i organizam. A ako je u XVII-XVIII.st. kemičari bili sigurni da je atom nedjeljiva elementarna čestica, a onda su na prijelazu iz 19. u 20. stoljeće uspjeli eksperimentalno dokazati da atom nije nedjeljiv.

Atom, kao mikroskopska čestica materije, sastoji se od jezgre i elektrona. Jezgra je 10 000 puta manja od atoma, ali je gotovo sva njena masa koncentrirana u jezgri. Glavna karakteristika atomske jezgre je da ima pozitivan naboj i da se sastoji od protona i neutrona. Protoni su pozitivno nabijeni, dok neutroni nemaju naboj (neutralni su).

Međusobno su povezani snažnom nuklearnom silom. Masa protona približno je jednaka masi neutrona, ali je istovremeno 1840 puta veća od mase elektrona. Protoni i neutroni imaju zajedničko ime u kemiji - nukleoni. Sam atom je električki neutralan.

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

Riža. 1. Elektronsko-grafička formula atoma.

Jedini element u periodnom sustavu koji ne sadrži neutrone je laki vodik (protij).

Elektron je negativno nabijena čestica. Elektronski omotač sastoji se od elektrona koji se kreću oko jezgre. Elektroni imaju svojstva privlačenja prema jezgri, a međusobno su pod utjecajem Coulombove interakcije. Da bi prevladali privlačnost jezgre, elektroni moraju primiti energiju iz vanjskog izvora. Što je elektron dalje od jezgre, to je za to potrebno manje energije.

Atomski modeli

Znanstvenici su dugo vremena pokušavali razumjeti prirodu atoma. U ranoj fazi veliki je doprinos dao starogrčki filozof Demokrit. Iako nam se sada njegova teorija čini banalnom i prejednostavnom, u vrijeme kada su se ideje o elementarnim česticama tek počele rađati, njegova teorija o komadićima materije shvaćena je prilično ozbiljno. Demokrit je vjerovao da svojstva svake tvari ovise o obliku, masi i drugim karakteristikama atoma. Tako, na primjer, u blizini vatre, smatrao je, postoje oštri atomi - dakle, vatra gori; voda ima glatke atome, pa može teći; u čvrstim objektima, po njegovom mišljenju, atomi su bili grubi.

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

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

Riža. 2. Thomsonov model atoma.

Također 1904. godine, japanski fizičar H. Nagaoka predložio je rani planetarni model atoma po analogiji s planetom Saturn. Prema ovoj teoriji, elektroni su ujedinjeni u prstenove i kruže oko pozitivno nabijene jezgre. Pokazalo se da je ova teorija pogrešna.

Godine 1911. E. Rutherford, nakon niza eksperimenata, zaključio je da je atom po svojoj strukturi sličan planetarnom sustavu. Uostalom, elektroni se, poput planeta, kreću u orbitama oko teške pozitivno nabijene jezgre. Međutim, ovaj opis je proturječio klasičnoj elektrodinamici. Zatim je danski fizičar Niels Bohr 1913. godine uveo postulate, čija je bit bila da elektron, budući da je u nekim posebnim stanjima, ne zrači energiju. Stoga su Bohrovi postulati pokazali da je klasična mehanika neprimjenjiva na atome. Planetarni model koji je opisao Rutherford i dopunio Bohr nazvan je Bohr-Rutherfordov planetarni model.

Riža. 3. Bohr-Rutherfordov planetarni model.

Daljnje proučavanje atoma dovelo je do stvaranja takvog dijela kao što je kvantna mehanika, uz pomoć koje su objašnjene mnoge znanstvene činjenice. Moderne ideje o atomu razvile su se iz Bohr-Rutherfordovog planetarnog modela Ocjena izvješća

Prosječna ocjena: 4.4. Ukupno primljenih ocjena: 469.