Hvordan bestemme den elektroniske strukturen til et atom. Strukturen til atomer av kjemiske elementer

All materie er bygd opp av veldig små partikler kalt atomer . Et atom er den minste partikkelen i et kjemisk grunnstoff som beholder alle sine karakteristiske egenskaper. For å forestille seg størrelsen på et atom, er det nok å si at hvis de kunne plasseres nær hverandre, ville en million atomer okkupere en avstand på bare 0,1 mm.

Videreutvikling av vitenskapen om materiens struktur viste at atomet også har en kompleks struktur og består av elektroner og protoner. Slik oppsto den elektroniske teorien om materiens struktur.

I gamle tider ble det oppdaget at det er to typer elektrisitet: positiv og negativ. Mengden elektrisitet i kroppen ble kalt ladning. Avhengig av hva slags elektrisitet kroppen har, kan ladningen være positiv eller negativ.

Det ble også etablert empirisk at like ladninger frastøter hverandre, og motsatte ladninger tiltrekker seg.

Ta i betraktning atomets elektroniske struktur. Atomer er bygd opp av enda mindre partikler enn dem selv, kalt elektroner.

DEFINISJON:Et elektron er den minste materiepartikkelen som har den minste negative elektriske ladningen.

Elektroner kretser rundt en sentral kjerne som består av en eller flere protoner og nøytroner, i konsentriske baner. Elektroner er negativt ladede partikler, protoner er positive og nøytroner er nøytrale (Figur 1.1).

DEFINISJON:Proton er den minste partikkelen av materie som har den minste positive elektriske ladningen.

Eksistensen av elektroner og protoner er hevet over tvil. Forskere bestemte ikke bare massen, ladningen og størrelsen til elektroner og protoner, men fikk dem til og med til å fungere i forskjellige elektriske og radiotekniske enheter.

Det ble også funnet at massen til et elektron avhenger av hastigheten på dets bevegelse og at elektronet ikke bare beveger seg fremover i rommet, men også roterer rundt sin akse.

Det enkleste i sin struktur er hydrogenatomet (fig. 1.1). Den består av en protonkjerne og et elektron som roterer rundt kjernen i stor hastighet, og danner det ytre skallet (bane) til atomet. Mer komplekse atomer har flere skall som elektroner kretser rundt.

Disse skallene er sekvensielt fylt med elektroner fra kjernen (Figur 1.2).

La oss nå analysere . Det ytterste skallet kalles valens, og antall elektroner den inneholder kalles valens. Jo lenger unna kjernen valens skall, følgelig, jo mindre tiltrekningskraft oppleves av hvert valenselektron fra siden av kjernen. Dermed øker atomet evnen til å feste elektroner til seg selv hvis valensskallet ikke er fylt og befinner seg langt fra kjernen, eller mister dem.
De ytre skallelektronene kan motta energi. Hvis elektronene i valensskallet mottar det nødvendige energinivået fra ytre krefter, kan de bryte seg løs fra det og forlate atomet, det vil si bli frie elektroner. Frie elektroner er i stand til å bevege seg vilkårlig fra ett atom til atom. De materialene som inneholder et stort antall frie elektroner kalles konduktører .

isolatorer , er det motsatte av konduktører. De blokkerer strømmen av elektrisitet. Isolatorer er stabile fordi valenselektronene til noen atomer fyller valensskjellene til andre atomer og forbinder dem. Dette forhindrer dannelsen av frie elektroner.
En mellomposisjon mellom isolatorer og ledere opptas av halvledere men vi snakker om dem senere.
Ta i betraktning egenskapene til et atom. Et atom som har like mange elektroner og protoner er elektrisk nøytralt. Et atom som mottar ett eller flere elektroner blir negativt ladet og kalles et negativt ion. Hvis et atom mister ett eller flere elektroner, blir det et positivt ion, det vil si at det blir positivt ladet.

Konseptet med et atom oppsto i den antikke verden for å betegne materiepartiklene. På gresk betyr atom «udelelig».

Elektroner

Den irske fysikeren Stoney kom på grunnlag av eksperimenter til den konklusjon at elektrisitet bæres av de minste partiklene som finnes i atomene til alle kjemiske elementer. I $1891$ foreslo Stoney å kalle disse partiklene elektroner, som på gresk betyr "rav".

Noen år etter at elektronet fikk navnet sitt, beviste den engelske fysikeren Joseph Thomson og den franske fysikeren Jean Perrin at elektroner har en negativ ladning. Dette er den minste negative ladningen, som i kjemi tas som enheten $(–1)$. Thomson klarte til og med å bestemme hastigheten til elektronet (det er lik lysets hastighet - $300 000$ km/s) og massen til elektronet (det er $1836$ ganger mindre enn massen til hydrogenatomet).

Thomson og Perrin koblet polene til en strømkilde med to metallplater - en katode og en anode, loddet inn i et glassrør, hvorfra luft ble evakuert. Når en spenning på omtrent 10 tusen volt ble påført elektrodeplatene, blinket en lysutladning i røret, og partikler fløy fra katoden (negativ pol) til anoden (positiv pol), som forskerne først kalte katodestråler, og fant så ut at det var en strøm av elektroner. Elektroner som treffer spesielle stoffer påført for eksempel en TV-skjerm, forårsaker en glød.

Konklusjonen ble gjort: elektroner slipper ut fra atomene i materialet som katoden er laget av.

Frie elektroner eller deres fluks kan også oppnås på andre måter, for eksempel ved å varme opp en metalltråd eller ved å falle lys på metaller dannet av elementer fra hovedundergruppen til gruppe I i det periodiske systemet (for eksempel cesium).

Tilstanden til elektroner i et atom

Tilstanden til et elektron i et atom forstås som et sett med informasjon om energi spesifikt elektron inn rom der den ligger. Vi vet allerede at et elektron i et atom ikke har en bevegelsesbane, dvs. kan bare snakke om sannsynligheter finne det i rommet rundt kjernen. Den kan være lokalisert i hvilken som helst del av dette rommet som omgir kjernen, og helheten av dens forskjellige posisjoner betraktes som en elektronsky med en viss negativ ladningstetthet. Figurativt kan dette forestille seg som følger: hvis det var mulig å fotografere posisjonen til et elektron i et atom i hundredeler eller milliondeler av et sekund, som i en fotofinish, så ville elektronet i slike fotografier vært representert som et punkt. Å overlegge utallige slike fotografier vil resultere i et bilde av en elektronsky med den høyeste tettheten der det er de fleste av disse punktene.

Figuren viser et "snitt" av en slik elektrontetthet i et hydrogenatom som passerer gjennom kjernen, og en kule er avgrenset av en stiplet linje, innenfor hvilken sannsynligheten for å finne et elektron er $90%$. Konturen nærmest kjernen dekker området i rommet der sannsynligheten for å finne et elektron er $10%$, sannsynligheten for å finne et elektron inne i den andre konturen fra kjernen er $20%$, inne i den tredje - $≈30 %$ osv. Det er en viss usikkerhet i elektronets tilstand. For å karakterisere denne spesielle tilstanden introduserte den tyske fysikeren W. Heisenberg begrepet usikkerhetsprinsippet, dvs. viste at det er umulig å bestemme samtidig og nøyaktig energien og plasseringen av elektronet. Jo mer nøyaktig energien til et elektron bestemmes, jo mer usikker dens posisjon, og omvendt, etter å ha bestemt posisjonen, er det umulig å bestemme energien til elektronet. Sannsynlighetsområdet for elektrondeteksjon har ingen klare grenser. Det er imidlertid mulig å skille ut rommet der sannsynligheten for å finne et elektron er størst.

Rommet rundt atomkjernen, der elektronet mest sannsynlig finnes, kalles orbital.

Den inneholder omtrent $90%$ av elektronskyen, noe som betyr at omtrent $90%$ av tiden elektronet er i denne delen av verdensrommet. I henhold til skjemaet skilles $4$ av for tiden kjente typer orbitaler, som er betegnet med de latinske bokstavene $s, p, d$ og $f$. En grafisk fremstilling av noen former for elektroniske orbitaler er vist i figuren.

Den viktigste egenskapen til bevegelsen til et elektron i en viss bane er energien til dets forbindelse med kjernen. Elektroner med lignende energiverdier danner en enkelt elektronisk lag, eller energinivå. Energinivåene er nummerert fra kjernen: $1, 2, 3, 4, 5, 6$ og $7$.

Et heltall $n$ som angir tallet på energinivået kalles hovedkvantetallet.

Det karakteriserer energien til elektroner som opptar et gitt energinivå. Elektronene i det første energinivået, nærmest kjernen, har den laveste energien. Sammenlignet med elektronene på det første nivået, er elektronene på de neste nivåene preget av en stor mengde energi. Følgelig er elektronene på det ytre nivået minst sterkt bundet til atomkjernen.

Antall energinivåer (elektroniske lag) i et atom er lik antallet av perioden i systemet til D. I. Mendeleev, som det kjemiske elementet tilhører: atomene til elementene i den første perioden har ett energinivå; den andre perioden - to; syvende periode - syv.

Det største antallet elektroner i energinivået bestemmes av formelen:

hvor $N$ er maksimalt antall elektroner; $n$ er nivånummeret, eller hovedkvantetallet. Følgelig: det første energinivået nærmest kjernen kan ikke inneholde mer enn to elektroner; på den andre - ikke mer enn $8$; på den tredje - ikke mer enn $18$; på den fjerde - ikke mer enn $32$. Og hvordan er i sin tur energinivåene (elektroniske lag) ordnet?

Fra det andre energinivået $(n = 2)$ er hvert av nivåene delt inn i undernivåer (underlag), litt forskjellige fra hverandre av bindingsenergien med kjernen.

Antall undernivåer er lik verdien av hovedkvantetallet: det første energinivået har ett undernivå; den andre - to; tredje - tre; den fjerde er fire. Undernivåer på sin side dannes av orbitaler.

Hver verdi av $n$ tilsvarer antall orbitaler lik $n^2$. I henhold til dataene som presenteres i tabellen, er det mulig å spore forholdet mellom hovedkvantetallet $n$ og antall undernivåer, typen og antall orbitaler, og maksimalt antall elektroner per undernivå og nivå.

Hovedkvantenummer, typer og antall orbitaler, maksimalt antall elektroner på undernivåer og nivåer.

Energinivå $(n)$	Antall undernivåer lik $n$	Orbital type	Antall orbitaler		Maksimalt antall elektroner
			på undernivå	i nivå lik $n^2$	på undernivå	på et nivå lik $n^2$
$K(n=1)$	$1$	$1s$	$1$	$1$	$2$	$2$
$L(n=2)$	$2$	$2s$	$1$	$4$	$2$	$8$
		$2p$	$3$		$6$
$M(n=3)$	$3$	$3s$	$1$	$9$	$2$	$18$
		$3p$	$3$		$6$
		$3d$	$5$		$10$
$N(n=4)$	$4$	$4s$	$1$	$16$	$2$	$32$
		$4p$	$3$		$6$
		$4d$	$5$		$10$
		$4f$	$7$		$14$

Det er vanlig å angi undernivåer med latinske bokstaver, samt formen på orbitalene de består av: $s, p, d, f$. Så:

• $s$-undernivå - det første undernivået av hvert energinivå nærmest atomkjernen, består av en $s$-orbital;
• $p$-undernivå - det andre undernivået av hvert, bortsett fra det første, energinivået, består av tre $p$-orbitaler;
• $d$-undernivå - det tredje undernivået av hvert, fra det tredje energinivået, består av fem $d$-orbitaler;
• $f$-undernivået til hver, fra det fjerde energinivået, består av syv $f$-orbitaler.

atomkjernen

Men ikke bare elektroner er en del av atomer. Fysiker Henri Becquerel oppdaget at et naturlig mineral som inneholder uransalt også sender ut ukjent stråling, og lyser opp fotografiske filmer som er lukket for lys. Dette fenomenet har blitt kalt radioaktivitet.

Det er tre typer radioaktive stråler:

1. $α$-stråler, som består av $α$-partikler som har en ladning $2$ ganger større enn ladningen til et elektron, men med positivt fortegn, og en masse $4$ ganger større enn massen til et hydrogenatom;
2. $β$-stråler er en strøm av elektroner;
3. $γ$-stråler er elektromagnetiske bølger med en ubetydelig masse som ikke bærer en elektrisk ladning.

Følgelig har atomet en kompleks struktur - den består av en positivt ladet kjerne og elektroner.

Hvordan er atomet ordnet?

I 1910 i Cambridge, nær London, studerte Ernest Rutherford med sine studenter og kolleger spredningen av $α$-partikler som passerte gjennom tynn gullfolie og falt på en skjerm. Alfa-partikler avvek vanligvis fra den opprinnelige retningen med bare én grad, noe som bekrefter, ser det ut til, enhetligheten og jevnheten til egenskapene til gullatomer. Og plutselig la forskerne merke til at noen $α$-partikler brått endret retningen på veien, som om de løp inn i en slags hindring.

Ved å plassere skjermen foran folien, var Rutherford i stand til å oppdage selv de sjeldne tilfellene da $α$-partikler, reflektert fra gullatomer, fløy i motsatt retning.

Beregninger viste at de observerte fenomenene kunne oppstå hvis hele atomets masse og hele dets positive ladning var konsentrert i en liten sentral kjerne. Radiusen til kjernen, som det viste seg, er 100 000 ganger mindre enn radiusen til hele atomet, det området der det er elektroner som har negativ ladning. Hvis vi bruker en figurativ sammenligning, kan hele volumet av atomet sammenlignes med Luzhniki stadion, og kjernen kan sammenlignes med en fotball som ligger i midten av banen.

Et atom av et hvilket som helst kjemisk element kan sammenlignes med et lite solsystem. Derfor kalles en slik modell av atomet, foreslått av Rutherford, planetarisk.

Protoner og nøytroner

Det viser seg at den lille atomkjernen, der hele massen av atomet er konsentrert, består av partikler av to typer - protoner og nøytroner.

Protoner ha en ladning lik ladningen til elektroner, men motsatt i fortegn $(+1)$, og en masse lik massen til et hydrogenatom (det er akseptert i kjemi som en enhet). Protoner er merket med $↙(1)↖(1)p$ (eller $р+$). Nøytroner ikke bærer en ladning, de er nøytrale og har en masse lik massen til et proton, dvs. $1$. Nøytroner er betegnet med $↙(0)↖(1)n$ (eller $n^0$).

Protoner og nøytroner kalles samlet nukleoner(fra lat. cellekjernen- cellekjernen).

Summen av antall protoner og nøytroner i et atom kalles massenummer. For eksempel massetallet til et aluminiumatom:

Siden massen til elektronet, som er ubetydelig, kan neglisjeres, er det åpenbart at hele massen til atomet er konsentrert i kjernen. Elektroner er betegnet som følger: $e↖(-)$.

Siden atomet er elektrisk nøytralt, er det også åpenbart at at antallet protoner og elektroner i et atom er det samme. Det er lik atomnummeret til det kjemiske elementet tilordnet det i det periodiske systemet. For eksempel inneholder kjernen til et jernatom $26$ protoner, og $26$ elektroner kretser rundt kjernen. Og hvordan bestemme antall nøytroner?

Som du vet, er massen til et atom summen av massen av protoner og nøytroner. Å kjenne ordenstallet til elementet $(Z)$, dvs. antall protoner, og massetallet $(A)$, lik summen av antall protoner og nøytroner, kan du finne antall nøytroner $(N)$ ved å bruke formelen:

For eksempel er antall nøytroner i et jernatom:

$56 – 26 = 30$.

Tabellen viser hovedkarakteristikkene til elementærpartikler.

Grunnleggende egenskaper ved elementærpartikler.

isotoper

Varianter av atomer av samme grunnstoff som har samme kjerneladning, men forskjellige massetall kalles isotoper.

Ord isotop består av to greske ord: isos- det samme og topos- plass, betyr "opptar ett sted" (celle) i det periodiske systemet av elementer.

Kjemiske grunnstoffer som finnes i naturen er en blanding av isotoper. Dermed har karbon tre isotoper med en masse på $12, 13, 14$; oksygen - tre isotoper med en masse på $16, 17, 18$, etc.

Vanligvis gitt i det periodiske systemet, er den relative atommassen til et kjemisk element gjennomsnittsverdien av atommassene til en naturlig blanding av isotoper av et gitt element, tatt i betraktning deres relative overflod i naturen, derfor verdiene av atommasser er ganske ofte brøkdeler. For eksempel er naturlige kloratomer en blanding av to isotoper - $35$ (det er $75%$ i naturen) og $37$ (det er $25%$); derfor er den relative atommassen til klor $35,5$. Isotoper av klor er skrevet som følger:

$↖(35)↙(17)(Cl)$ og $↖(37)↙(17)(Cl)$

De kjemiske egenskapene til klorisotoper er nøyaktig de samme som isotopene til de fleste kjemiske elementer, som kalium, argon:

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

Imidlertid er hydrogenisotoper svært forskjellige i egenskaper på grunn av den dramatiske foldøkningen i deres relative atommasse; de ble til og med gitt individuelle navn og kjemiske tegn: protium - $↖(1)↙(1)(H)$; deuterium - $↖(2)↙(1)(H)$, eller $↖(2)↙(1)(D)$; tritium - $↖(3)↙(1)(H)$, eller $↖(3)↙(1)(T)$.

Nå er det mulig å gi en moderne, mer streng og vitenskapelig definisjon av et kjemisk grunnstoff.

Et kjemisk grunnstoff er en samling atomer med samme kjerneladning.

Strukturen til elektronskallene til atomene til elementene i de første fire periodene

Vurder kartleggingen av de elektroniske konfigurasjonene av atomene til elementene etter periodene til systemet til D. I. Mendeleev.

Elementer fra den første perioden.

Skjemaer av den elektroniske strukturen til atomer viser fordelingen av elektroner over elektroniske lag (energinivåer).

De elektroniske formlene for atomer viser fordelingen av elektroner over energinivåer og undernivåer.

Grafiske elektroniske formler for atomer viser fordelingen av elektroner ikke bare i nivåer og undernivåer, men også i orbitaler.

I et heliumatom er det første elektronlaget komplett - det har $2$ elektroner.

Hydrogen og helium er $s$-elementer, disse atomene har $s$-orbitaler fylt med elektroner.

Elementer fra andre periode.

For alle elementene i den andre perioden fylles det første elektronlaget, og elektronene fyller $s-$ og $p$ orbitalene til det andre elektronlaget i samsvar med prinsippet om minste energi (først $s$, deretter $ p$) og reglene til Pauli og Hund.

I neonatomet er det andre elektronlaget komplett - det har $8$ elektroner.

Elementer fra tredje periode.

For atomer av elementer fra den tredje perioden er det første og andre elektronlaget fullført, så det tredje elektronlaget er fylt, der elektroner kan okkupere 3s-, 3p- og 3d-undernivåer.

Strukturen til elektronskallene til atomene til elementene i den tredje perioden.

En $3,5$-elektronorbital er fullført ved magnesiumatomet. $Na$ og $Mg$ er $s$-elementer.

For aluminium og påfølgende elementer er undernivået $3d$ fylt med elektroner.

$↙(18)(Ar)$ Argon

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

I et argonatom har det ytre laget (det tredje elektronlaget) $8$ elektroner. Ettersom det ytre laget er fullført, men totalt, i det tredje elektronlaget, som du allerede vet, kan det være 18 elektroner, noe som betyr at elementene i den tredje perioden har $3d$-orbitaler igjen ufylte.

Alle elementer fra $Al$ til $Ar$ - $p$ -elementer.

$s-$ og $r$ -elementer form hovedundergrupper i det periodiske systemet.

Elementer i den fjerde perioden.

Kalium- og kalsiumatomer har et fjerde elektronlag, $4s$-undernivået er fylt, fordi den har mindre energi enn $3d$-undernivået. For å forenkle de grafiske elektroniske formlene til atomene til elementene i den fjerde perioden:

1. vi betegner betinget den grafiske elektroniske formelen til argon som følger: $Ar$;
2. vi vil ikke skildre undernivåene som ikke er fylt for disse atomene.

$K, Ca$ - $s$ -elementer, inkludert i hovedundergruppene. For atomer fra $Sc$ til $Zn$ er 3d-undernivået fylt med elektroner. Dette er $3d$-elementer. De er inkludert i side undergrupper, deres pre-eksterne elektronlag er fylt, de refereres til overgangselementer.

Vær oppmerksom på strukturen til elektronskallene til krom- og kobberatomer. I dem "faller" ett elektron fra $4s-$ til $3d$ undernivået, noe som forklares av den større energistabiliteten til de resulterende $3d^5$ og $3d^(10)$ elektroniske konfigurasjonene:

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

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

Elementsymbol, serienummer, navn	Diagram over den elektroniske strukturen	Elektronisk formel	Grafisk elektronisk formel
$↙(19)(K)$ Kalium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$
$↙(20)(C)$ Kalsium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$
$↙(21)(Sc)$ Scandium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ eller $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$
$↙(22)(Ti)$ Titan		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ eller $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$
$↙(23)(V)$ Vanadium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ eller $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$
$↙(24)(Cr)$ Chrome		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ eller $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$
$↙(29)(Сu)$ krom		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ eller $1s^2(2)s^2(2) )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$
$↙(30)(Zn)$ Sink		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ eller $1s^2(2)s^2(2) )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$
$↙(31)(Ga)$ Gallium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ eller $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$
$↙(36)(Kr)$ Krypton		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ eller $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$

I sinkatomet er det tredje elektronlaget komplett - alle undernivåene $3s, 3p$ og $3d$ er fylt ut, totalt er det $18$ elektroner på dem.

I elementene som følger etter sink, fortsetter det fjerde elektronlaget, $4p$-undernivået å bli fylt. Elementer fra $Ga$ til $Kr$ - $r$ -elementer.

Det ytre (fjerde) laget av et kryptonatom er fullført, det har $8$ med elektroner. Men bare i det fjerde elektronlaget, som du vet, kan det være $32$ med elektroner; kryptonatomet har fortsatt $4d-$ og $4f$-undernivåer ufylte.

Elementene i den femte perioden fyller undernivåene i følgende rekkefølge: $5s → 4d → 5р$. Og det er også unntak knyttet til "svikt" av elektroner, for $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙( 46) Pd$, $↙(47)Ag$. $f$ vises i sjette og syvende periode -elementer, dvs. elementer hvis $4f-$ og $5f$-undernivåer av det tredje eksterne elektroniske laget blir fylt, henholdsvis.

$4f$ -elementer kalt lantanider.

$5f$ -elementer kalt aktinider.

Rekkefølgen for fylling av elektroniske undernivåer i atomene til elementer i den sjette perioden: $↙(55)Cs$ og $↙(56)Ba$ - $6s$-elementer; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-element; $↙(58)Ce$ – $↙(71)Lu - 4f$-elementer; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-elementer; $↙(81)Т1$ – $↙(86)Rn - 6d$-elementer. Men også her er det elementer der rekkefølgen av fylling av elektronorbitaler brytes, som for eksempel er assosiert med større energistabilitet på halve og fullstendig fylte $f$-subnivåer, dvs. $nf^7$ og $nf^(14)$.

Avhengig av hvilket undernivå av atomet som er fylt med elektroner sist, er alle elementene, som du allerede har forstått, delt inn i fire elektroniske familier, eller blokker:

1. $s$ -elementer;$s$-undernivået til det ytre nivået av atomet er fylt med elektroner; $s$-elementer inkluderer hydrogen, helium og elementer fra hovedundergruppene i gruppene I og II;
2. $r$ -elementer;$p$-undernivået til det ytre nivået av atomet er fylt med elektroner; $p$-elementer inkluderer elementer fra hovedundergruppene til gruppene III–VIII;
3. $d$ -elementer;$d$-undernivået til det preeksterne nivået til atomet er fylt med elektroner; $d$-elementer inkluderer elementer av sekundære undergrupper av gruppene I–VIII, dvs. elementer av interkalerte tiår med store perioder som ligger mellom $s-$ og $p-$elementer. De kalles også overgangselementer;
4. $f$ -elementer;$f-$subnivå av det tredje nivået av atomet utenfor er fylt med elektroner; disse inkluderer lantanider og aktinider.

Den elektroniske konfigurasjonen av atomet. Grunn og eksiterte tilstander av atomer

Den sveitsiske fysikeren W. Pauli i $1925$ etablerte det Et atom kan ha maksimalt to elektroner i en orbital.å ha motsatte (antiparallelle) spinn (oversatt fra engelsk som en spindel), dvs. besitter slike egenskaper som betinget kan forestilles som rotasjonen av et elektron rundt dens imaginære akse med eller mot klokken. Dette prinsippet kalles Pauli-prinsippet.

Hvis det er ett elektron i en orbital, kalles det uparet, hvis to, så dette sammenkoblede elektroner, dvs. elektroner med motsatte spinn.

Figuren viser et diagram over inndelingen av energinivåer i undernivåer.

$s-$ Orbital, som du allerede vet, har en sfærisk form. Hydrogenatomelektronet $(n = 1)$ ligger på denne orbitalen og er uparet. Ifølge denne hans elektronisk formel, eller elektronisk konfigurasjon, skrives slik: $1s^1$. I elektroniske formler er tallet på energinivået indikert med tallet foran bokstaven $ (1 ...) $, undernivået (orbitaltypen) er angitt med den latinske bokstaven, og tallet som er skrevet til høyre for bokstaven (som eksponent) viser antall elektroner i undernivået.

For et heliumatom He, som har to sammenkoblede elektroner i samme $s-$orbital, er denne formelen: $1s^2$. Elektronskallet til heliumatomet er komplett og veldig stabilt. Helium er en edelgass. Det andre energinivået $(n = 2)$ har fire orbitaler, en $s$ og tre $p$. Andrenivå $s$-orbitalelektroner ($2s$-orbitaler) har høyere energi, fordi er i større avstand fra kjernen enn elektronene til $1s$-orbitalen $(n = 2)$. Generelt, for hver verdi av $n$ er det én $s-$orbital, men med en tilsvarende mengde elektronenergi på seg, og derfor, med en tilsvarende diameter, vokser som verdien av $n$.$s- $Orbital-økninger, som du allerede vet, har en sfærisk form. Hydrogenatomelektronet $(n = 1)$ ligger på denne orbitalen og er uparet. Derfor er dens elektroniske formel, eller elektronisk konfigurasjon, skrevet som følger: $1s^1$. I elektroniske formler er tallet på energinivået indikert med tallet foran bokstaven $ (1 ...) $, undernivået (orbitaltypen) er angitt med den latinske bokstaven, og tallet som er skrevet til høyre for bokstaven (som eksponent) viser antall elektroner i undernivået.

For et heliumatom $He$, som har to sammenkoblede elektroner i samme $s-$orbital, er denne formelen: $1s^2$. Elektronskallet til heliumatomet er komplett og veldig stabilt. Helium er en edelgass. Det andre energinivået $(n = 2)$ har fire orbitaler, en $s$ og tre $p$. Elektroner av $s-$orbitaler på det andre nivået ($2s$-orbitaler) har høyere energi, fordi er i større avstand fra kjernen enn elektronene til $1s$-orbitalen $(n = 2)$. Generelt, for hver verdi av $n$ er det en $s-$orbital, men med en tilsvarende mengde elektronenergi på den, og derfor, med en tilsvarende diameter, vokser ettersom verdien av $n$ øker.

$r-$ Orbital Den har form som en manual, eller bind åtte. Alle de tre $p$-orbitalene er plassert i atomet innbyrdes vinkelrett langs de romlige koordinatene trukket gjennom atomkjernen. Det skal igjen understrekes at hvert energinivå (elektronisk lag), fra $n= 2$, har tre $p$-orbitaler. Når verdien av $n$ øker, okkuperer elektronene $p$-orbitaler som ligger i store avstander fra kjernen og rettet langs $x, y, z$ aksene.

For elementer av den andre perioden $(n = 2)$ fylles først en $s$-orbital, og deretter tre $p$-orbitaler; elektronisk formel $Li: 1s^(2)2s^(1)$. $2s^1$-elektronet er mindre bundet til atomkjernen, så et litiumatom kan lett gi det bort (som du sikkert husker kalles denne prosessen oksidasjon), og blir til et litiumion $Li^+$.

I berylliumatomet Be er det fjerde elektronet også plassert i $2s$ orbitalen: $1s^(2)2s^(2)$. De to ytre elektronene til berylliumatomet løsnes lett - $B^0$ oksideres til $Be^(2+)$-kationen.

Det femte elektronet til boratomet okkuperer $2p$-orbitalen: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$. Deretter fylles $2p$-orbitalene til $C, N, O, F$-atomene, som ender med neon-edelgassen: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$.

For elementer i den tredje perioden er henholdsvis $3s-$ og $3p$-orbitaler fylt. Fem $d$-orbitaler på det tredje nivået forblir gratis:

$↙(11)Na 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,

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

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

Noen ganger, i diagrammer som viser fordelingen av elektroner i atomer, er bare antall elektroner på hvert energinivå angitt, dvs. skriv forkortede elektroniske formler for atomer av kjemiske elementer, i motsetning til de ovennevnte fullstendige elektroniske formlene, for eksempel:

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

For elementer med store perioder (fjerde og femte) okkuperer de to første elektronene henholdsvis $4s-$ og $5s$-orbitaler: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2 , 8, 18, 8, 2$. Fra det tredje elementet i hver store periode, vil de neste ti elektronene gå til henholdsvis de forrige $3d-$ og $4d-$ orbitalene (for elementer av sekundære undergrupper): $↙(23)V 2, 8, 11 , 2;$ $↙( 26)Fr 2, 8, 14, 2;$ $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙(43)Tc 2, 8, 18, 13, 2$. Som regel, når det forrige $d$-undernivået er fylt, vil det ytre (henholdsvis $4p-$ og $5p-$) $p-$undernivået begynne å fylles: $↙(33)Som 2, 8, 18, 5;$ $ ↙(52)Te 2, 8, 18, 18, 6$.

For elementer av store perioder - den sjette og ufullstendige syvende - er elektroniske nivåer og undernivåer fylt med elektroner, som regel, som følger: de to første elektronene går inn i det ytre $s-$undernivået: $↙(56)Ba 2, 8 , 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1$; det neste elektronet (for $La$ og $Ca$) til forrige $d$-undernivå: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ og $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2$.

Deretter vil de neste $14$ elektronene gå inn i det tredje energinivået fra utsiden, $4f$ og $5f$ orbitalene til henholdsvis lantonidene og aktinidene: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2 ;$ $↙(92 )U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2$.

Da vil det andre energinivået fra utsiden ($d$-undernivå) begynne å bygge seg opp igjen for elementene i sideundergrupper: $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙( 104) Rf 2, 8, 18 , 32, 32, 10, 2$. Og til slutt, først etter at $d$-undernivået er fullstendig fylt med ti elektroner, vil $p$-undernivået fylles igjen: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.

Svært ofte er strukturen til elektronskallene til atomer avbildet ved hjelp av energi- eller kvanteceller - de skriver ned den s.k. grafiske elektroniske formler. For denne posten brukes følgende notasjon: hver kvantecelle er betegnet med en celle som tilsvarer en orbital; hvert elektron er indikert med en pil som tilsvarer spinnretningen. Når du skriver en grafisk elektronisk formel, bør du huske to regler: Pauli-prinsippet, ifølge hvilken en celle (orbital) ikke kan ha mer enn to elektroner, men med antiparallelle spinn, og F. Hunds regel, ifølge hvilke elektroner opptar frie celler først én om gangen og samtidig har samme spinnverdi, og først deretter parer seg, men spinnene, i henhold til Pauli-prinsippet, vil allerede være motsatt rettet.

(Forelesningsnotater)

Strukturen til atomet. Introduksjon.

Studieobjektet i kjemi er de kjemiske elementene og deres forbindelser. kjemisk element En gruppe atomer med samme positive ladning kalles. Atom er den minste partikkelen i et kjemisk grunnstoff som holder på det Kjemiske egenskaper. I forbindelse med hverandre danner atomer av ett eller forskjellige elementer mer komplekse partikler - molekyler. En samling av atomer eller molekyler danner kjemikalier. Hvert enkelt kjemisk stoff er preget av et sett med individuelle fysiske egenskaper, som koke- og smeltepunkter, tetthet, elektrisk og termisk ledningsevne, etc.

1. Atomets struktur og det periodiske systemet av grunnstoffer

DI. Mendeleev.

Kunnskap og forståelse av regelmessighetene i rekkefølgen for å fylle det periodiske systemet av elementer D.I. Mendeleev lar oss forstå følgende:

1. den fysiske essensen av eksistensen i naturen av visse elementer,

2. arten av elementets kjemiske valens,

3. evnen og "lettheten" til et element til å gi eller motta elektroner når det samhandler med et annet element,

4. naturen til de kjemiske bindingene som et gitt grunnstoff kan danne når det interagerer med andre grunnstoffer, den romlige strukturen til enkle og komplekse molekyler osv. osv.

Strukturen til atomet.

Et atom er et komplekst mikrosystem av elementære partikler i bevegelse og interaksjon med hverandre.

På slutten av 1800- og begynnelsen av 1900-tallet fant man ut at atomer er sammensatt av mindre partikler: nøytroner, protoner og elektroner De to siste partiklene er ladede partikler, protonet har en positiv ladning, elektronet er negativt. Siden atomene til et grunnstoff i grunntilstanden er elektrisk nøytrale, betyr dette at antall protoner i et atom av et hvilket som helst grunnstoff er lik antall elektroner. Massen av atomer bestemmes av summen av massene av protoner og nøytroner, hvis antall er lik forskjellen mellom massen av atomer og serienummeret i det periodiske systemet til D.I. Mendeleev.

I 1926 foreslo Schrodinger å beskrive bevegelsen til mikropartikler i atomet til et element ved å bruke bølgeligningen han utledet. Når du løser Schrödinger-bølgeligningen for hydrogenatomet, vises tre heltalls kvantetall: n, ℓ og m ℓ , som karakteriserer tilstanden til et elektron i tredimensjonalt rom i kjernens sentrale felt. kvantetall n, ℓ og m ℓ ta heltallsverdier. Bølgefunksjon definert av tre kvantetall n, ℓ og m ℓ og oppnådd som et resultat av å løse Schrödinger-ligningen kalles en orbital. En orbital er et område i rommet der et elektron er mest sannsynlig å bli funnet. som tilhører et atom i et kjemisk grunnstoff. Dermed fører løsningen av Schrödinger-ligningen for hydrogenatomet til fremkomsten av tre kvantetall, hvis fysiske betydning er at de karakteriserer tre forskjellige typer orbitaler som et atom kan ha. La oss se nærmere på hvert kvantenummer.

Hovedkvantenummer n kan ta alle positive heltallsverdier: n = 1,2,3,4,5,6,7... Det karakteriserer energien til det elektroniske nivået og størrelsen på den elektroniske "skyen". Det er karakteristisk at tallet på hovedkvantetallet faller sammen med tallet på perioden det gitte elementet befinner seg i.

Azimutalt eller orbitalt kvantenummerℓ kan ta heltallsverdier fra ℓ = 0….opp til n – 1 og bestemmer øyeblikket for elektronbevegelse, dvs. orbital form. For forskjellige numeriske verdier på ℓ brukes følgende notasjon: ℓ = 0, 1, 2, 3, og er merket med symboler s, s, d, f, henholdsvis for ℓ = 0, 1, 2 og 3. I grunnstoffenes periodiske system er det ingen grunnstoffer med et spinnnummer ℓ = 4.

Magnetisk kvantenummerm ℓ karakteriserer det romlige arrangementet av elektronorbitaler og følgelig de elektromagnetiske egenskapene til elektronet. Det kan ta verdier fra - ℓ til + ℓ , inkludert null.

Formen eller, mer presist, symmetriegenskapene til atomorbitaler avhenger av kvantetall ℓ og m ℓ . "elektronisk sky", tilsvarende s- orbitaler har, har form av en ball (samtidig ℓ = 0).

Figur 1. 1s orbital

Orbitaler definert av kvantetall ℓ = 1 og m ℓ = -1, 0 og +1 kalles p-orbitaler. Siden m ℓ i dette tilfellet har tre forskjellige verdier, har atomet tre energisk ekvivalente p-orbitaler (hovedkvantetallet for dem er det samme og kan ha verdien n = 2,3,4,5,6 eller 7) . p-orbitaler har aksial symmetri og har form av tredimensjonale åttere, orientert langs x-, y- og z-aksene i et eksternt felt (fig. 1.2). Derav opprinnelsen til symbolene p x , p y og p z .

Fig.2. px, p y og p z -orbitaler

I tillegg er det d- og f-atomorbitaler, for den første ℓ = 2 og m ℓ = -2, -1, 0, +1 og +2, dvs. fem AO, for den andre ℓ = 3 og m ℓ = -3, -2, -1, 0, +1, +2 og +3, dvs. 7 AO.

fjerde kvantum m s kalt spinnkvantetallet, ble introdusert for å forklare noen subtile effekter i spekteret av hydrogenatomet av Goudsmit og Uhlenbeck i 1925. Spinnet til et elektron er vinkelmomentet til en ladet elementær partikkel av et elektron, hvis orientering er kvantisert, dvs. strengt begrenset til visse vinkler. Denne orienteringen bestemmes av verdien av det spinnmagnetiske kvantetallet (s), som for et elektron er ½ , derfor for et elektron, i henhold til kvantiseringsreglene m s = ± ½. I denne forbindelse, til settet med tre kvantetall, bør man legge til kvantetallet m s . Vi understreker nok en gang at fire kvantetall bestemmer rekkefølgen Mendeleevs periodiske system av grunnstoffer er konstruert i, og forklarer hvorfor det bare er to grunnstoffer i den første perioden, åtte i den andre og tredje, 18 i den fjerde, og så videre. , for å forklare strukturen til multielektron av atomer, rekkefølgen elektroniske nivåer fylles i når den positive ladningen til et atom øker, er det ikke nok å ha en ide om de fire kvantetallene som "styrer" elektronenes oppførsel når du fyller elektronorbitaler, men du trenger å vite noen flere enkle regler, nemlig Paulis prinsipp, Gunds styre og Klechkovskys regler.

Etter Pauli-prinsippet i samme kvantetilstand, preget av visse verdier av fire kvantetall, kan det ikke være mer enn ett elektron. Dette betyr at ett elektron i prinsippet kan plasseres i en hvilken som helst atomorbital. To elektroner kan være i samme atombane bare hvis de har forskjellige spinnkvantetall.

Når du fyller tre p-AO-er, fem d-AO-er og syv f-AO-er med elektroner, bør man ikke bare ledes av Pauli-prinsippet, men også av Hund-regelen: Fyllingen av orbitalene til ett underskall i grunntilstanden skjer med elektroner med samme spinn.

Når du fyller underskall (s, d, f) den absolutte verdien av summen av spinn må være maksimal.

Klechkovskys styre. I henhold til Klechkovsky-regelen, når du fyllerd og forbital av elektroner må respekteresprinsippet om minimumsenergi. I henhold til dette prinsippet fyller elektroner i grunntilstanden banene med minimumsenerginivåer. Undernivåenergien bestemmes av summen av kvantetalln + ℓ = E .

Klechkovskys første regel: fyll først de undernivåene somn + ℓ = E minimal.

Klechkovskys andre regel: ved likestillingn + ℓ for flere undernivåer, undernivået for hvilketn minimal .

For tiden er 109 elementer kjent.

2. Ioniseringsenergi, elektronaffinitet og elektronegativitet.

De viktigste egenskapene til den elektroniske konfigurasjonen til et atom er ioniseringsenergien (EI) eller ioniseringspotensialet (IP) og atomets elektronaffinitet (SE). Ioniseringsenergien er endringen i energi i prosessen med løsrivelse av et elektron fra et fritt atom ved 0 K: A = + + ē . Avhengigheten av ioniseringsenergien av elementets atomnummer Z, størrelsen på atomradiusen har en uttalt periodisk karakter.

Elektronaffinitet (SE) er endringen i energi som følger med tilsetningen av et elektron til et isolert atom med dannelse av et negativt ion ved 0 K: A + ē = A - (atomet og ionet er i sine grunntilstander). I dette tilfellet okkuperer elektronet den laveste frie atomorbitalen (LUAO) hvis VZAO er okkupert av to elektroner. SE er sterkt avhengig av deres orbitale elektroniske konfigurasjon.

Endringer i EI og SE korrelerer med endringer i mange egenskaper til elementer og deres forbindelser, som brukes til å forutsi disse egenskapene fra verdiene til EI og SE. Halogener har den høyeste absolutte elektronaffiniteten. I hver gruppe i det periodiske system avtar ioniseringspotensialet eller EI med økende antall grunnstoffer, som er assosiert med en økning i atomradius og med en økning i antall elektronlag, og som korrelerer godt med en økning i elementets reduserende kraft.

Tabell 1 i grunnstoffenes periodiske system gir verdiene til EI og SE i eV/atom. Merk at de eksakte SE-verdiene bare er kjent for noen få atomer; deres verdier er understreket i tabell 1.

Tabell 1

Den første ioniseringsenergien (EI), elektronaffinitet (SE) og elektronegativitet χ) til atomer i det periodiske systemet.

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 - Pauling elektronegativitet

r- atomradius, (fra "Laboratorie- og seminarklasser i generell og uorganisk kjemi", N.S. Akhmetov, M.K. Azizova, L.I. Badygina)

Leksjonen er viet til dannelsen av ideer om atomets komplekse struktur. Tilstanden til elektroner i et atom vurderes, begrepene "atomorbital og elektronsky", formene til orbitaler (s--, p-, d-orbitaler) introduseres. Også vurdert er aspekter som maksimalt antall elektroner på energinivåer og undernivåer, fordelingen av elektroner over energinivåer og undernivåer i atomer av elementer fra de første fire periodene, valenselektroner av s-, p- og d-elementer. Et grafisk diagram av strukturen til de elektroniske lagene av atomer (elektrongrafisk formel) er gitt.

Tema: Atomets struktur. Periodisk lov D.I. Mendeleev

Leksjon: Strukturen til atomet

Oversatt fra gresk, ordet " atom" betyr "udelelig". Imidlertid har det blitt oppdaget fenomener som viser muligheten for dens deling. Dette er utslipp av røntgenstråler, utslipp av katodestråler, fenomenet fotoelektrisk effekt, fenomenet radioaktivitet. Elektroner, protoner og nøytroner er partiklene som utgjør et atom. De heter subatomære partikler.

Tab. 1

I tillegg til protoner inneholder kjernen til de fleste atomer nøytroner som ikke belastes. Som det fremgår av tabell. 1, skiller massen til nøytronet seg praktisk talt ikke fra massen til protonet. Protoner og nøytroner utgjør kjernen til et atom og kalles nukleoner (kjerne - kjerne). Deres ladninger og masse i atommasseenheter (a.m.u.) er vist i tabell 1. Ved beregning av massen til et atom kan massen til et elektron neglisjeres.

Masse av et atom ( massenummer) er lik summen av massene til protonene og nøytronene som utgjør kjernen. Massenummeret er angitt med bokstaven OG. Fra navnet på denne mengden kan det sees at den er nært knyttet til atommassen til elementet avrundet til et heltall. A=Z+N

Her EN- massenummeret til et atom (summen av protoner og nøytroner), Z- kjerneladning (antall protoner i kjernen), N er antall nøytroner i kjernen. I følge læren om isotoper kan begrepet "kjemisk element" gis følgende definisjon:

kjemisk element En gruppe atomer med samme kjerneladning kalles.

Noen elementer eksisterer som flere isotoper. "Isotoper" betyr "opptar samme sted." Isotoper har samme antall protoner, men varierer i masse, dvs. antall nøytroner i kjernen (nummer N). Fordi nøytroner har liten eller ingen effekt på de kjemiske egenskapene til grunnstoffer, er alle isotoper av samme grunnstoff kjemisk umulige å skille.

Isotoper kalles varianter av atomer av samme kjemiske element med samme kjerneladning (det vil si med samme antall protoner), men med et annet antall nøytroner i kjernen.

Isotoper skiller seg bare fra hverandre i massetall. Dette indikeres enten med en hevet skrift i høyre hjørne, eller på en linje: 12 C eller C-12 . Hvis et grunnstoff inneholder flere naturlige isotoper, er det i det periodiske systemet D.I. Mendeleev indikerer dens gjennomsnittlige atommasse, tatt i betraktning utbredelsen. For eksempel inneholder klor 2 naturlige isotoper 35 Cl og 37 Cl, hvor innholdet er henholdsvis 75 % og 25 %. Dermed vil atommassen til klor være lik:

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

For kunstig syntetiserte tunge atomer er én atommasseverdi gitt i hakeparenteser. Dette er atommassen til den mest stabile isotopen av det elementet.

Grunnleggende modeller for strukturen til atomet

Historisk sett var Thomson-modellen av atomet den første i 1897.

Ris. 1. Modell av strukturen til atomet av J. Thomson

Den engelske fysikeren J. J. Thomson foreslo at atomer består av en positivt ladet sfære der elektroner er ispedd (fig. 1). Denne modellen kalles billedlig "plommepudding", en bolle med rosiner (der "rosiner" er elektroner), eller "vannmelon" med "frø" - elektroner. Imidlertid ble denne modellen forlatt, siden det ble innhentet eksperimentelle data som motsier den.

Ris. 2. Modell av strukturen til atomet av E. Rutherford

I 1910 gjennomførte den engelske fysikeren Ernst Rutherford, sammen med studentene Geiger og Marsden, et eksperiment som ga fantastiske resultater som var uforklarlige fra Thomson-modellens synspunkt. Ernst Rutherford beviste erfaringsmessig at i sentrum av atomet er det en positivt ladet kjerne (fig. 2), som i likhet med planetene rundt Sola elektroner kretser rundt. Atomet som helhet er elektrisk nøytralt, og elektronene holdes i atomet på grunn av kreftene til elektrostatisk tiltrekning (Coulomb-krefter). Denne modellen hadde mange motsetninger og, viktigst av alt, forklarte ikke hvorfor elektroner ikke faller på kjernen, så vel som muligheten for absorpsjon og emisjon av energi av den.

Den danske fysikeren N. Bohr i 1913, som tok Rutherfords modell av atomet som grunnlag, foreslo en modell av atomet der elektronpartikler kretser rundt atomkjernen på omtrent samme måte som planetene kretser rundt Solen.

Ris. 3. Planetmodell av N. Bohr

Bohr foreslo at elektroner i et atom bare kan eksistere stabilt i baner i strengt definerte avstander fra kjernen. Disse banene kalte han stasjonære. Et elektron kan ikke eksistere utenfor stasjonære baner. Hvorfor det er slik, kunne Bohr ikke forklare på det tidspunktet. Men han viste at en slik modell (fig. 3) gjør det mulig å forklare mange eksperimentelle fakta.

Brukes for tiden for å beskrive strukturen til atomet kvantemekanikk. Dette er en vitenskap, hvis hovedaspekt er at elektronet har egenskapene til en partikkel og en bølge på samme tid, dvs. bølge-partikkel-dualitet. I følge kvantemekanikken, området i rommet der sannsynligheten for å finne et elektron er størst kallesorbital. Jo lenger elektronet er fra kjernen, jo lavere er dets interaksjonsenergi med kjernen. Elektroner med lignende energier dannes energinivå. Antall energinivåer er lik periodenummer, hvor dette elementet er plassert i tabellen D.I. Mendeleev. Det finnes ulike former for atomorbitaler. (Fig. 4). D-orbital og f-orbital har en mer kompleks form.

Ris. 4. Former av atomorbitaler

Det er nøyaktig like mange elektroner i elektronskallet til et atom som det er protoner i kjernen, så atomet som helhet er elektrisk nøytralt. Elektroner i et atom er ordnet slik at energien deres er minimal. Jo lenger elektronet er fra kjernen, jo flere orbitaler og jo mer komplekse er de i form. Hvert nivå og undernivå kan bare inneholde et visst antall elektroner. Undernivåene består på sin side av orbitaler.

På det første energinivået, nærmest kjernen, kan det være en sfærisk orbital ( 1 s). På det andre energinivået - en sfærisk orbital, stor i størrelse og tre p-orbitaler: 2 s2 ppp. På tredje nivå: 3 s3 ppp3 dddd.

I tillegg til bevegelse rundt kjernen, har elektroner også bevegelse, som kan representeres som deres bevegelse rundt sin egen akse. Denne rotasjonen kalles snurre rundt ( i kjørefelt fra engelsk. "spindel"). Bare to elektroner med motsatte (antiparallelle) spinn kan være i en orbital.

Maksimum antall elektroner pr energinivå bestemmes av formelen N=2 n 2.

Hvor n er hovedkvantetallet (energinivånummer). Se tabell. 2

Tab. 2

Avhengig av hvilken orbital det siste elektronet befinner seg i, skiller de seg s-, s-, d-elementer. Elementer i hovedundergruppene tilhører s-, s-elementer. I siden undergrupper er d-elementer

Grafisk diagram av strukturen til de elektroniske lagene av atomer (elektronisk grafisk formel).

For å beskrive arrangementet av elektroner i atomorbitaler, brukes den elektroniske konfigurasjonen. For å skrive det på en linje, er orbitaler skrevet i legenden ( s--, s-, d-,f-orbitaler), og foran dem er tall som indikerer nummeret på energinivået. Jo større tall, jo lenger er elektronet fra kjernen. I store bokstaver, over betegnelsen til orbitalen, er antallet elektroner i denne orbitalen skrevet (fig. 5).

Ris. fem

Grafisk kan fordelingen av elektroner i atomorbitaler representeres som celler. Hver celle tilsvarer en orbital. Det vil være tre slike celler for p-orbital, fem for d-orbital og syv for f-orbital. En celle kan inneholde 1 eller 2 elektroner. I følge Gunds styre, er elektroner fordelt i orbitaler med samme energi (for eksempel i tre p-orbitaler), først én om gangen, og først når det allerede er ett elektron i hver slik orbitaler, begynner fyllingen av disse orbitalene med andre elektroner. Slike elektroner kalles paret. Dette forklares med det faktum at i naboceller frastøter elektroner hverandre mindre, som lignende ladede partikler.

Se fig. 6 for atom 7 N.

Ris. 6

Den elektroniske konfigurasjonen av skandiumatomet

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

Elektroner i det ytre energinivået kalles valenselektroner. 21 sc refererer til d-elementer.

Oppsummering av leksjonen

På leksjonen ble strukturen til atomet, elektronenes tilstand i atomet vurdert, begrepet "atomorbital og elektronsky" ble introdusert. Elevene lærte hvordan formen på orbitaler er ( s-, s-, d-orbitaler), hva er maksimalt antall elektroner på energinivåer og undernivåer, fordelingen av elektroner over energinivåer, hva er s-, s- og d-elementer. Et grafisk diagram av strukturen til de elektroniske lagene av atomer (elektrongrafisk formel) er gitt.

Bibliografi

1. Rudzitis G.E. Kjemi. Grunnleggende om generell kjemi. Karakter 11: lærebok for utdanningsinstitusjoner: grunnnivå / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - 14. utg. - M.: Utdanning, 2012.

2. Popel P.P. Kjemi: 8. klasse: en lærebok for allmenne læresteder / P.P. Popel, L.S. Krivlya. - K .: Informasjonssenteret "Akademiet", 2008. - 240 s.: ill.

3. A.V. Manuilov, V.I. Rodionov. Grunnleggende om kjemi. Internett-opplæring.

Hjemmelekser

1. nr. 5-7 (s. 22) Rudzitis G.E. Kjemi. Grunnleggende om generell kjemi. Karakter 11: lærebok for utdanningsinstitusjoner: grunnnivå / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - 14. utg. - M.: Utdanning, 2012.

2. Skriv elektroniske formler for følgende elementer: 6 C, 12 Mg, 16 S, 21 Sc.

3. Elementer har følgende elektroniske formler: 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 . Hva er disse elementene?

Et atom er den minste materiepartikkelen. Studien begynte i antikkens Hellas, da oppmerksomheten til ikke bare forskere, men også filosofer, ble festet til atomets struktur. Hva er den elektroniske strukturen til et atom, og hvilken grunnleggende informasjon er kjent om denne partikkelen?

Strukturen til atomet

Allerede gamle greske forskere gjettet eksistensen av de minste kjemiske partiklene som utgjør ethvert objekt og organisme. Og hvis i XVII-XVIII århundrer. kjemikere var sikre på at atomet er en udelelig elementarpartikkel, så ved overgangen til 1800- og 1900-tallet klarte de å bevise eksperimentelt at atomet ikke er udeleligt.

Et atom, som er en mikroskopisk partikkel av materie, består av en kjerne og elektroner. Kjernen er 10 000 ganger mindre enn et atom, men nesten hele massen er konsentrert i kjernen. Hovedkarakteristikken til atomkjernen er at den har en positiv ladning og består av protoner og nøytroner. Protoner er positivt ladet, mens nøytroner ikke har noen ladning (de er nøytrale).

De er forbundet med hverandre av den sterke kjernekraften. Massen til et proton er omtrent lik massen til et nøytron, men samtidig er den 1840 ganger større enn massen til et elektron. Protoner og nøytroner har et felles navn i kjemi - nukleoner. Atomet i seg selv er elektrisk nøytralt.

Et atom av et hvilket som helst element kan betegnes med en elektronisk formel og en elektronisk grafisk formel:

Ris. 1. Elektrongrafisk formel for atomet.

Det eneste grunnstoffet i det periodiske system som ikke inneholder nøytroner er lett hydrogen (protium).

Et elektron er en negativt ladet partikkel. Elektronskallet består av elektroner som beveger seg rundt kjernen. Elektroner har egenskaper for å bli tiltrukket av kjernen, og mellom hverandre påvirkes de av Coulomb-interaksjonen. For å overvinne tiltrekningen til kjernen, må elektronene motta energi fra en ekstern kilde. Jo lenger elektronet er fra kjernen, jo mindre energi trengs til dette.

Atom-modeller

I lang tid har forskere forsøkt å forstå atomets natur. På et tidlig tidspunkt bidro den antikke greske filosofen Demokritus. Selv om teorien hans nå virker banal og for enkel for oss, i en tid da ideer om elementærpartikler bare begynte å dukke opp, ble teorien hans om biter av materie tatt ganske alvorlig. Democritus mente at egenskapene til ethvert stoff avhenger av formen, massen og andre egenskaper til atomer. Så, for eksempel, nær ild, mente han, er det skarpe atomer - derfor brenner ild; vann har glatte atomer, så det kan strømme; i faste gjenstander, etter hans oppfatning, var atomene grove.

Democritus mente at absolutt alt består av atomer, til og med menneskesjelen.

I 1904 foreslo J. J. Thomson sin modell av atomet. Hovedbestemmelsene i teorien kokte ned til det faktum at atomet ble representert som et positivt ladet legeme, inne i hvilket det var elektroner med negativ ladning. Senere ble denne teorien tilbakevist av E. Rutherford.

Ris. 2. Thomsons modell av atomet.

Også i 1904 foreslo den japanske fysikeren H. Nagaoka en tidlig planetmodell av atomet i analogi med planeten Saturn. I følge denne teorien er elektroner forent i ringer og kretser rundt en positivt ladet kjerne. Denne teorien viste seg å være feil.

I 1911 konkluderte E. Rutherford, etter å ha gjort en rekke eksperimenter, at atomet i sin struktur ligner på planetsystemet. Tross alt beveger elektroner seg, som planeter, i baner rundt en tung positivt ladet kjerne. Imidlertid motsier denne beskrivelsen klassisk elektrodynamikk. Så introduserte den danske fysikeren Niels Bohr i 1913 postulatene, hvis essens var at elektronet, som er i noen spesielle tilstander, ikke utstråler energi. Dermed viste Bohrs postulater at klassisk mekanikk er ubrukelig for atomer. Planetmodellen beskrevet av Rutherford og supplert av Bohr ble kalt Bohr-Rutherford planetmodell.

Ris. 3. Bohr-Rutherford planetmodell.

Ytterligere studier av atomet førte til opprettelsen av en slik seksjon som kvantemekanikk, ved hjelp av hvilken mange vitenskapelige fakta ble forklart. Moderne ideer om atomet har utviklet seg fra Bohr-Rutherford planetmodell Evaluering av rapporten

Gjennomsnittlig rangering: 4.4. Totalt mottatte vurderinger: 469.