Відповідь від Ксенія Гарєєва[гуру]
номеру періоду

Відповідь від Slava mikailov[Новичок]

Відповідь від Заперечити[гуру]
Енергетичний рівень
Матеріал з Вікіпедії – вільної енциклопедії
Енергетичний рівень - можливі значення енергії квантових систем, тобто систем, що складаються з мікрочастинок (електронів, протонів та ін. Характеризує певний стан мікрочастинки. Розрізняють електронні та внутрішньоядерні енергетичні рівні.
[ред.]
Електронні енергетичні рівні
Сучасне поняття про орбітальну модель атома, при якому електрони переходять з одного енергетичного рівня на інший, а різниця між енергетичними рівнями визначає розмір кванта, що виділяється або поглинається. При цьому в проміжках між енергетичними рівнями електрони не можуть перебувати. Ці проміжки одержали назву заборонена енергетична зона.
Як приклад можна навести електрон в орбітальній моделі атома - в залежності від значень головного квантового числа n і орбітального квантового числа l змінюється рівень енергії, якою володіє електрон. Відповідно до кожної пари значень чисел n і l відповідає певний енергетичний рівень.
[ред.]
Внутрішньодерні енергетичні рівні
Термін виник завдяки вивченню радіоктивності. Радіаційне випромінювання поділяється на три частини: альфа-промені, бета-промені та гамма-промені. Дослідження показали, що альфа-випромінювання складалося з атомів гелію, бета-випромінювання є потоком електронів, що швидко рухаються, а дослідження гамма-променів показало, що енергії електронних рівнів недостатньо для їх виникнення. Стало зрозуміло, що джерело радіоактивного випромінювання (гамма-променів) потрібно шукати всередині атомного ядра, тобто існують внутрішньоядерні енергетичні рівні, енергія яких і перетворюється на фотони гамма-випромінювання. Гамма-промені розширили спектр відомих електромагнітних хвиль, і всі хвилі коротші за 0,01 нм є гамма-променями.

Є.Н.ФРЕНКЕЛЬ

Самовчитель з хімії

Посібник для тих, хто не знає, але хоче дізнатися та зрозуміти хімію

Частина I. Елементи загальної хімії
(Перший рівень складності)

Продовження. Початок див. у № 13, 18, 23/2007

Глава 3. Елементарні інформацію про будову атома.
Періодичний закон Д.І.Менделєєва

Згадайте, що таке атом, з чого складається атом, чи змінюється атом у хімічних реакціях.

Атом – це електронейтральна частка, що складається з позитивно зарядженого ядра та негативно заряджених електронів.

Число електронів у ході хімічних процесів може змінюватися, але заряд ядра завжди залишається незмінним. Знаючи розподіл електронів в атомі (будова атома), можна передбачити багато властивостей даного атома, а також властивості простих і складних речовин, до складу яких він входить.

Будова атома, тобто. склад ядра та розподіл електронів навколо ядра, нескладно визначити за становищем елемента в періодичній системі.

У періодичної системі Д.І.Менделєєва хімічні елементи розташовуються у певній послідовності. Ця послідовність тісно пов'язана із будовою атомів цих елементів. Кожному хімічному елементу у системі присвоєно порядковий номерКрім того, для нього можна вказати номер періоду, номер групи, вид підгрупи.

Спонсор публікації статті інтернет-магазин "Мегамех". У магазині Ви знайдете вироби з хутра на будь-який смак - куртки, жилети та шуби з лисиці, нутрії, кролика, норки, чорнобурки, песця. Компанія також пропонує Вам придбати елітні хутряні вироби та скористатися послугами індивідуального пошиття. Хутряні вироби оптом та в роздріб - від бюджетної категорії до класу люкс, знижки до 50%, гарантія 1 рік, доставка по Україні, Росії, СНД та країнам Євросоюзу, самовивіз із шоу-руму у м.Кривий Ріг, товари від провідних виробників України , Росії, Туреччини та Китаю. Переглянути каталог товарів, ціни, контакти та отримати консультацію Ви зможете на сайті, який знаходиться за адресою: "megameh.com".

Знаючи точну «адресу» хімічного елемента – групу, підгрупу та номер періоду, можна однозначно визначити будову його атома.

Період- Це горизонтальний ряд хімічних елементів. У сучасній періодичній системі сім періодів. Перші три періоди – малі, т.к. вони містять 2 або 8 елементів:

1-й період - Н, Не - 2 елементи;

2-й період - Li ... Nе - 8 елементів;

3-й період - Na ... Аr - 8 елементів.

Інші періоди – великі. Кожен із них містить 2–3 ряди елементів:

4-й період (2 ряди) - K ... Kr - 18 елементів;

6-й період (3 ряди) - Сs ... Rn - 32 елементи. У цей час входить ряд лантаноїдів.

Група- Вертикальний ряд хімічних елементів. Усього груп вісім. Кожна група складається з двох підгруп: головної підгрупиі побічної підгрупи. Наприклад:

Головну підгрупу утворюють хімічні елементи малих періодів (наприклад, N, P) та великих періодів (наприклад, As, Sb, Bi).

Побічну підгрупу утворюють хімічні елементи великих періодів (наприклад, V, Nb,
Ta).

Візуально ці підгрупи легко розрізнити. Головна підгрупа "висока", вона починається з 1-го або 2-го періоду. Побічна підгрупа - "низька", починається з 4-го періоду.

Отже, кожен хімічний елемент періодичної системи має власну адресу: період, групу, підгрупу, порядковий номер.

Наприклад, ванадій V – це хімічний елемент 4-го періоду, V групи, побічної підгрупи, порядковий номер 23.

Завдання 3.1.Вкажіть період, групу та підгрупу для хімічних елементів із порядковими номерами 8, 26, 31, 35, 54.

Завдання 3.2.Вкажіть порядковий номер та назву хімічного елемента, якщо відомо, що він знаходиться:

а) у 4-му періоді, VI групі, побічній підгрупі;

б) у 5-му періоді, IV групі, головній підгрупі.

Яким чином можна пов'язати відомості про положення елемента в періодичній системі із будовою його атома?

Атом складається з ядра (воно має позитивний заряд) та електронів (вони мають негативний заряд). Загалом атом електронейтральний.

Позитивний заряд ядра атомадорівнює порядковому номеру хімічного елемента.

Ядро атома – складна частка. У ядрі зосереджено майже всю масу атома. Оскільки хімічний елемент – сукупність атомів з однаковим зарядом ядра, то біля символу елемента вказують такі координати:

За цими даними можна визначити склад ядра. Ядро складається з протонів та нейтронів.

Протон pмає масу 1 (1,0073 а. е. м.) та заряд +1. Нейтрон nзаряду немає (нейтральний), а маса його приблизно дорівнює масі протона (1,0087 а. е. м.).

Заряд ядра визначають протони. Причому число протонів дорівнює(за величиною) заряду ядра атома, тобто. порядковому номеру.

Число нейтронів Nвизначають по різниці між величинами: "маса ядра" Ата «порядковий номер» Z. Так, для атома алюмінію:

N = А – Z = 27 –13 = 14n,

Завдання 3.3.Визначте склад ядер атомів, якщо хімічний елемент знаходиться в:

а) 3-му періоді, VII групі, головній підгрупі;

б) 4-му періоді, IV групі, побічну підгрупу;

в) 5-му періоді, I групі, головній підгрупі.

Увага! При визначенні масового числа ядра атома доводиться округляти атомну масу, зазначену у періодичній системі. Так чинять тому, що маси протона і нейтрона практично цілі, а масою електронів можна знехтувати.

Визначимо, які з наведених нижче ядер належать тому самому хімічному елементу:

А (20 р + 20n),

Б (19 р + 20n),

В (20 р + 19n).

Атоми одного хімічного елемента належать ядра А і В, оскільки вони містять однакову кількість протонів, тобто заряди цих ядер однакові. Дослідження показують, що маса атома не має істотного впливу на його хімічні властивості.

Ізотопами називають атоми одного і того ж хімічного елемента (однакове число протонів), що різняться масою (різне число нейтронів).

Ізотопи та їх хімічні сполуки відрізняються одна від одної за фізичними властивостями, але хімічні властивості в ізотопах одного хімічного елемента однакові. Так, ізотопи вуглецю-14 (14 С) мають такі ж хімічні властивості, як і вуглецю-12 (12 С), які входять до тканин будь-якого живого організму. Відмінність проявляється лише у радіоактивності (ізотоп 14 З). Тому ізотопи застосовують для діагностики та лікування різних захворювань, для наукових досліджень.

Повернемося до опису будови атома. Як відомо, ядро ​​атома у хімічних процесах не змінюється. А що змінюється? Змінним виявляється загальна кількість електронів в атомі та розподіл електронів. Загальне число електронів у нейтральному атомівизначити нескладно – воно дорівнює порядковому номеру, тобто. заряду ядра атома:

Електрони мають негативний заряд –1, а їхня маса мізерна: 1/1840 від маси протона.

Негативно заряджені електрони відштовхуються один від одного і знаходяться на різних відстанях від ядра. При цьому електрони, що мають приблизно рівний запас енергії, знаходяться приблизно на рівній відстані від ядра і утворюють енергетичний рівень.

Число енергетичних рівнів в атомі дорівнює номеру періоду, в якому знаходиться хімічний елемент. Енергетичні рівні умовно позначають так (наприклад, для Al):

Завдання 3.4.Визначте кількість енергетичних рівнів у атомах кисню, магнію, кальцію, свинцю.

На кожному енергетичному рівні може бути обмежена кількість електронів:

У першому – трохи більше двох електронів;

На другому – не більше восьми електронів;

На третьому – трохи більше вісімнадцяти електронів.

Ці числа показують, що, наприклад, на другому енергетичному рівні може бути 2, 5 або 7 електронів, але не може бути 9 або 12 електронів.

Важливо знати, що незалежно від номера енергетичного рівня зовнішньому рівні(Остання) не може бути більше восьми електронів. Зовнішній восьмиелектронний енергетичний рівень є найстійкішим і називається завершеним. Такі енергетичні рівні є у найнеактивніших елементів – благородних газів.

Як визначити кількість електронів на зовнішньому рівні інших атомів? Для цього існує просте правило: кількість зовнішніх електроніводно:

Для елементів основних підгруп – номеру групи;

Для елементів побічних підгруп воно може бути більше двох.

Наприклад (рис. 5):

Завдання 3.5.Вкажіть кількість зовнішніх електронів для хімічних елементів із порядковими номерами 15, 25, 30, 53.

Завдання 3.6.Знайдіть у періодичній системі хімічні елементи, в атомах яких є завершений зовнішній рівень.

Дуже важливо правильно визначати кількість зовнішніх електронів, т.к. саме з ними пов'язані найважливіші властивості атома. Так, у хімічних реакціях атоми прагнуть набути стійкого, завершеного зовнішнього рівня (8 е). Тому атоми, на зовнішньому рівні яких мало електронів, вважають за краще їх віддати.

Хімічні елементи, атоми яких здатні лише віддавати електрони, називають металами. Вочевидь, що у зовнішньому рівні атома металу має бути мало електронів: 1, 2, 3.

Якщо зовнішньому енергетичному рівні атома багато електронів, такі атоми прагнуть прийняти електрони до завершення зовнішнього енергетичного рівня, т. е. до восьми електронів. Такі елементи називають неметалами.

Питання про. До металів чи неметалів відносяться хімічні елементи побічних підгруп? Чому?

Відповідь. Метали та неметали головних підгруп у таблиці Менделєєва відокремлює лінія, яку можна провести від бору до астату. Вище цієї лінії (і лінії) розташовуються неметали, нижче – метали. Всі елементи побічних підгруп виявляються нижче цієї лінії.

Завдання 3.7.Визначте, до металів або неметалів відносяться: фосфор, ванадій, кобальт, селен, вісмут. Використовуйте положення елемента у періодичній системі хімічних елементів та кількість електронів на зовнішньому рівні.

Для того, щоб скласти розподіл електронів за іншими рівнями і підрівнями, слід скористатися наступним алгоритмом.

1. Визначити загальну кількість електронів в атомі (за порядковим номером).

2. Визначити кількість енергетичних рівнів (за номером періоду).

3. Визначити кількість зовнішніх електронів (за видом підгрупи та номером групи).

4. Вказати кількість електронів всіх рівнях, крім передостаннього.

Наприклад, згідно з пунктами 1–4 для атома марганцю визначено:

Всього 25 е; розподілили (2+8+2) = 12 e; отже, третьому рівні перебуває: 25 – 12 = 13 e.

Отримали розподіл електронів в атомі марганцю:

Завдання 3.8.Відробіть алгоритм, склавши схеми будови атомів для елементів № 16, 26, 33, 37. Вкажіть, це метали або неметали. Відповідь поясніть.

Складаючи наведені вище схеми будови атома, ми не враховували, що електрони в атомі займають не лише рівні, а й певні підрівнікожного рівня. Види підрівнів позначаються латинськими літерами: s, p, d.

Число можливих підрівнів дорівнює номеру рівня.Перший рівень складається з одного
s-підрівня. Другий рівень складається з двох підрівнів – sі р. Третій рівень – із трьох підрівнів – s, pі d.

На кожному підрівні може бути суворо обмежена кількість електронів:

на s-підрівні – не більше 2е;

на р-підрівні – не більше 6е;

на d-підрівні – не більше 10е.

Підрівні одного рівня заповнюються у строго визначеному порядку: spd.

Таким чином, р-підрівень не може почати заповнюватися, якщо не заповнений s-підрівень даного енергетичного рівня, і т.д. Виходячи з цього правила, нескладно скласти електронну конфігурацію атома марганцю:

В цілому електронна конфігурація атомамарганцю записується так:

25 Мn 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 2 .

Завдання 3.9. Складіть електронні конфігурації атомів для хімічних елементів № 16, 26, 33, 37.

Навіщо потрібно складати електронні зміни атомів? Щоб визначати властивості цих хімічних елементів. Слід пам'ятати, що у хімічних процесах беруть участь лише валентні електрони.

Валентні електрони знаходяться на зовнішньому енергетичному рівні та незавершеному
d-підрівні попереднього рівня.

Визначимо кількість валентних електронів для марганцю:

або скорочено: Мn … 3 d 5 4s 2 .

Що можна визначити за формулою електронної конфігурації атома?

1. Який це елемент – метал чи неметал?

Марганець - метал, т.к. на зовнішньому (четвертому) рівні знаходиться два електрони.

2. Який процес притаманний металу?

Атоми марганцю у реакціях завжди лише віддають електрони.

3. Які електрони і скільки віддаватиме атом марганцю?

У реакціях атом марганцю віддає два зовнішні електрони (вони далі за всіх від ядра і слабше притягуються ним), а також п'ять зовнішніх. d-електронів. Загальна кількість валентних електронів – сім (2+5). І тут третьому рівні атома залишиться вісім електронів, тобто. утворюється завершений зовнішній рівень.

Всі ці міркування та висновки можна відобразити за допомогою схеми (рис. 6):

Отримані умовні заряди атома називають ступенями окислення.

Розглядаючи будову атома, аналогічним способом можна показати, що типовими ступенями окиснення для кисню є –2, а водню +1.

Питання про. З яким із хімічних елементів може утворювати сполуки марганець, якщо врахувати отримані вище ступеня його окиснення?

Відповідь. Тільки з киснем, т.к. його атом має протилежний зарядом ступінь окислення. Формули відповідних оксидів марганцю (тут ступеня окиснення відповідають валентностям цих хімічних елементів):

Будова атома марганцю підказує, що більшою мірою окислення у марганцю не може, т.к. у цьому випадку довелося б торкатися стійкого, тепер уже завершеного попереднього рівня. Тому ступінь окислення +7 є вищим, а відповідний оксид Мn 2 Про 7 – вищим оксидом марганцю.

Для закріплення всіх цих понять розглянемо будову атома телуру та деякі його властивості:

Як неметал, атом Te може прийняти 2 електрони до завершення зовнішнього рівня і віддати «зайві» 6 електронів:

Завдання 3.10.Зобразіть електронні конфігурації атомів Nа, Rb, Cl, I, Si, Sn. Визначте властивості цих хімічних елементів, формули їх найпростіших сполук (з киснем та воднем).

Практичні висновки

1. У хімічних реакціях беруть участь лише валентні електрони, які можуть бути лише на двох останніх рівнях.

2. Атоми металів можуть лише віддавати валентні електрони (всі або кілька), приймаючи позитивні ступені окислення.

3. Атоми неметалів можуть приймати електрони (недостачі – до восьми), набуваючи при цьому негативних ступенів окислення, і віддавати валентні електрони (усі або кілька), при цьому вони набувають позитивних ступенів окислення.

Порівняємо тепер властивості хімічних елементів однієї підгрупи, наприклад натрію та рубідії:
Nа...3 s 1 і Rb ...5 s 1 .

Що спільного у будові атомів цих елементів? На зовнішньому рівні кожного атома одним електроном – це активні метали. Металева активністьпов'язана зі здатністю віддавати електрони: що легше атом віддає електрони, то сильніше виражені його металеві властивості.

Що тримає електрони в атомі? Тяжіння їх до ядра. Чим ближче електрони до ядра, тим більше вони притягуються ядром атома, тим складніше їх «відірвати».

Виходячи з цього, відповімо на запитання: який елемент – Na або Rb – легше віддає зовнішній електрон? Який із елементів є більш активним металом? Зрозуміло, рубідій, т.к. його валентні електрони знаходяться далі від ядра (і слабше утримуються ядром).

Висновок. У головних підгрупах зверху донизу металеві властивості посилюються, т.к. зростає радіус атома, і валентні електрони слабше притягуються до ядра.

Порівняємо властивості хімічних елементів VIIa групи: Cl …3 s 2 3p 5 та I …5 s 2 5p 5 .

Обидва хімічні елементи – неметали, т.к. до завершення зовнішнього рівня не вистачає одного електрона. Ці атоми активно притягуватимуть недостатній електрон. При цьому чим сильніше притягує атом неметала недостатній електрон, тим сильніше виявляються його неметалеві властивості (здатність приймати електрони).

За рахунок чого відбувається тяжіння електрона? За рахунок позитивного заряду атома ядра. Крім того, чим ближче електрон до ядра, тим сильніше їхнє взаємне тяжіння, тим активніший неметал.

Питання про. Який елемент сильніше виражені неметалічні властивості: хлор або йод?

Відповідь. Очевидно, у хлору, т.к. його валентні електрони розташовані ближче до ядра.

Висновок. Активність неметалів у підгрупах зверху донизу зменшується, т.к. зростає радіус атома і ядру все важче притягнути електрони, що відсутні.

Порівняємо властивості кремнію та олова: Si …3 s 2 3p 2 і Sn …5 s 2 5p 2 .

На зовнішньому рівні обох атомів по чотири електрони. Тим не менш, ці елементи в періодичній системі знаходяться по різні сторони від лінії, що з'єднує бір і астат. Тому у кремнію, символ якого знаходиться вище лінії В-At, сильніше виявляються неметалічні властивості. Навпаки, у олова, символ якого знаходиться нижче лінії В-At, сильніше виявляються металеві властивості. Це тим, що у атомі олова чотири валентних електрона віддалені від ядра. Тому приєднання відсутніх чотирьох електронів утруднено. Водночас віддача електронів із п'ятого енергетичного рівня відбувається досить легко. Для кремнію можливі обидва процеси, причому перший (прийом електронів) переважає.

Висновки за розділом 3.Чим менше зовнішніх електронів в атомі і що далі вони від ядра, то сильніше виявляються металеві властивості.

Чим більше зовнішніх електронів в атомі і що ближче вони до ядра, то сильніше виявляються неметалічні властивості.

Ґрунтуючись на висновках, сформульованих у цьому розділі, для будь-якого хімічного елемента періодичної системи можна скласти «характеристику».

Алгоритм опису властивостей
хімічного елемента за його становищем
у періодичній системі

1. Скласти схему будови атома, тобто. визначити склад ядра та розподіл електронів за енергетичними рівнями та підрівнями:

Визначити загальну кількість протонів, електронів та нейтронів в атомі (за порядковим номером та відносною атомною масою);

Визначити кількість енергетичних рівнів (за номером періоду);

Визначити кількість зовнішніх електронів (за видом підгрупи та номером групи);

Вказати кількість електронів на всіх енергетичних рівнях, крім передостаннього;

2. Визначити кількість валентних електронів.

3. Визначити, які властивості – металу чи неметалу – сильніше виявляються у цього хімічного елемента.

4. Визначити кількість електронів, що віддаються (приймаються).

5. Визначити вищий і нижчий ступінь окислення хімічного елемента.

6. Скласти для цих ступенів окислення хімічні формули найпростіших сполук з киснем та воднем.

7. Визначити характер оксиду та скласти рівняння його реакції з водою.

8. Для зазначених у пункті 6 речовин скласти рівняння характерних реакцій (див. Розділ 2).

Завдання 3.11.За наведеною вище схемою скласти описи атомів сірки, селену, кальцію та стронцію та властивості цих хімічних елементів. Які загальні властивості виявляють їх оксиди та гідроксиди?

Якщо ви виконали вправи 3.10 та 3.11, то легко помітити, що не тільки атоми елементів однієї підгрупи, а й їх сполуки мають спільні властивості та схожий склад.

Періодичний закон Д.І.Менделєєва:властивості хімічних елементів, і навіть властивості простих і складних речовин, утворених ними, перебувають у періодичної залежність від заряду ядер їх атомів.

Фізичний зміст періодичного закону: характеристики хімічних елементів періодично повторюються оскільки періодично повторюються зміни валентних електронів (розподіл електронів зовнішнього і передостаннього рівнів).

Так, у хімічних елементів однієї і тієї ж підгрупи однаковий розподіл валентних електронів і, отже, схожі властивості.

Наприклад, хімічні елементи п'ятої групи мають п'ять валентних електронів. При цьому в атомах хімічних елементів головних підгруп– усі валентні електрони знаходяться на зовнішньому рівні: … ns 2 np 3 , де n- Номер періоду.

У атомів елементів побічних підгрупна зовнішньому рівні знаходяться лише 1 або 2 електрони, решта – на d-підрівні попереднього рівня: … ( n – 1)d 3 ns 2 , де n- Номер періоду.

Завдання 3.12.Складіть короткі електронні формули для атомів хімічних елементів № 35 та 42, а потім складіть розподіл електронів у цих атомах за алгоритмом. Переконайтеся, що ваше передбачення справдилося.

Вправи до розділу 3

1. Сформулюйте визначення понять «період», «група», «підгрупа». Що спільного у хімічних елементів, що становлять: а) період; б) групу; в) підгрупу?

2. Що таке ізотопи? Які властивості – фізичні чи хімічні – збігаються в ізотопах? Чому?

3. Сформулюйте періодичний закон Д.І.Менделєєва. Поясніть його фізичний зміст та проілюструйте прикладами.

4. У чому виявляється металеві властивості хімічних елементів? Як вони змінюються у групі та в періоді? Чому?

5. У чому виявляються неметалеві властивості хімічних елементів? Як вони змінюються у групі та в періоді? Чому?

6. Складіть короткі електронні формули хімічних елементів № 43, 51, 38. Підтвердіть свої припущення описом будови атомів цих елементів за наведеним вище алгоритмом. Вкажіть властивості цих елементів.

7. За короткими електронними формулами

а) …4 s 2 4p 1;

б) …4 d 1 5s 2 ;

у 3 d 5 4s 1

визначте положення відповідних хімічних елементів у періодичній системі Д.І.Менделєєва. Назвіть ці хімічні елементи. Свої припущення підтвердіть описом будови атомів цих хімічних елементів за алгоритмом. Укажіть властивості цих хімічних елементів.

Далі буде

2. Будова ядер та електронних оболонок атомів

2.6. Енергетичні рівні та підрівні

Найбільш важливою характеристикою стану електрона в атомі є енергія електрона, яка згідно із законами квантової механіки змінюється не безперервно, а стрибкоподібно, тобто. може набувати лише цілком певних значень. Таким чином можна говорити про наявність в атомі набору енергетичних рівнів.

Енергетичний рівень- Сукупність АТ з близькими значеннями енергії.

Енергетичні рівні нумерують за допомогою головного квантового числа n, яке може набувати тільки цілих позитивних значень (n = 1, 2, 3, ...). Чим більше значення n тим вище енергія електрона і даного енергетичного рівня. Кожен атом містить безліч енергетичних рівнів, частина з яких в основному стані атома заселена електронами, а частина - ні (ці енергетичні рівні заселяються в збудженому стані атома).

Електронний шар- Сукупність електронів, що знаходяться на даному енергетичному рівні.

Іншими словами, електронний шар – це енергетичний рівень, що містить електрони.

Сукупність електронних верств утворює електронну оболонку атома.

У межах одного і того ж електронного шару електрони можуть дещо відрізнятися за енергією, у зв'язку з чим говорять, що енергетичні рівні розщеплюються на енергетичні рівні(Підшари). Число підрівнів, на які розщеплюється даний енергетичний рівень, дорівнює номеру головного квантового числа енергетичного рівня:

N (подур) = n (рівн) . (2.4)

Підрівні зображуються за допомогою цифр і літер: цифра відповідає номеру енергетичного рівня (електронного шару), літера - природі АТ, що формує підрівні (s -, p -, d -, f -), наприклад: 2p -підрівень (2p -АТ, 2p -електрон).

Таким чином, перший енергетичний рівень (рис. 2.5) складається з одного підрівня (1s), другий - з двох (2s і 2p), третій - з трьох (3s, 3p і 3d), четвертий з чотирьох (4s, 4p, 4d і 4f) і т.д. Кожен підрівень містить певну кількість АТ:

N(AO) = n 2 . (2.5)

Мал. 2.5. Схема енергетичних рівнів та підрівнів для перших трьох електронних шарів

1. АТ s-типу є на всіх енергетичних рівнях, p-типу з'являються починаючи з другого енергетичного рівня, d-типу - з третього, f-типу - з четвертого і т.д.

2. На даному енергетичному рівні може бути одна s-, три p-, п'ять d-, сім f-орбіталей.

3. Що більше головне квантове число, то більше вписувалося розміри АТ.

Оскільки на одній АТ не може перебувати більше двох електронів, загальна (максимальна) кількість електронів на даному енергетичному рівні в 2 рази більша від числа АТ і дорівнює:

N(e) = 2n 2 . (2.6)

Таким чином, на даному енергетичному рівні максимально може бути 2 електрони s-типу, 6 електронів р-типу та 10 електронів d-типу. Всього ж на першому енергетичному рівні максимальне число електронів дорівнює 2, на другому - 8 (2 s-типу та 6 р-типу), на третьому - 18 (2 s-типу, 6 р-типу та 10 d-типу). Ці висновки зручно узагальнити у табл. 2.2.

Таблиця 2.2

Зв'язок між головним квантовим числом, числом е

Що відбувається із атомами елементів під час хімічних реакцій? Від чого залежить властивості елементів? На обидва ці питання можна дати одну відповідь: причина лежить у будові зовнішнього У нашій статті ми розглянемо електронне металів та неметалів та з'ясуємо залежність між структурою зовнішнього рівня та властивостями елементів.

Особливості електронів

При проходженні хімічної реакції між молекулами двох або більше реагентів відбуваються зміни у будові електронних оболонок атомів, тоді як їх ядра залишаються незмінними. Спочатку ознайомимося з характеристиками електронів, що є найбільш віддалених від ядра рівнях атома. Негативно заряджені частинки розташовуються шарами певній відстані від ядра і друг від друга. Простір навколо ядра, де знаходження електронів найбільш можливе, називається електронною орбіталлю. У ній сконденсовано близько 90% негативно зарядженої електронної хмари. Сам електрон в атомі виявляє властивість дуальності, він одночасно може поводитись і як частка, і як хвиля.

Правила заповнення електронної оболонки атома

Кількість енергетичних рівнів, на яких знаходяться частинки, дорівнює номеру періоду, де розміщується елемент. На що вказує електронний склад? Виявилося, що на зовнішньому енергетичному рівні для s- та p-елементів головних підгруп малих та великих періодів відповідає номеру групи. Наприклад, у атомів літію першої групи, що мають два шари, на зовнішній оболонці знаходиться один електрон. Атоми сірки містять на останньому енергетичному рівні шість електронів, тому що елемент розташований в головній підгрупі шостої групи і т. д. Якщо ж йдеться про d-елементи, то для них існує таке правило: кількість зовнішніх негативних частинок дорівнює 1 (хром і міді) або 2. Пояснюється це тим, що в міру збільшення заряду ядра атомів спочатку відбувається заповнення внутрішнього d-підрівня та зовнішні енергетичні рівні залишаються без змін.

Чому змінюються властивості елементів малих періодів?

У малих вважаються 1, 2, 3 та 7 періоди. Плавна зміна властивостей елементів у міру зростання ядерних зарядів, починаючи від активних металів та закінчуючи інертними газами, пояснюється поступовим збільшенням кількості електронів на зовнішньому рівні. Першими елементами в таких періодах є ті, чиї атоми мають лише один або два електрони, здатні легко відриватися від ядра. І тут утворюється позитивно заряджений іон металу.

Амфотерні елементи, наприклад, алюміній або цинк, свої зовнішні енергетичні рівні заповнюють невеликою кількістю електронів (1 - у цинку, 3 - у алюмінію). Залежно та умовами протікання хімічної реакції вони можуть виявляти як властивості металів, і неметалів. Неметалічні елементи малих періодів містять від 4 до 7 негативних частинок на зовнішніх оболонках своїх атомів і завершують до октету, притягуючи електрони інших атомів. Наприклад, неметал з найбільшим показником електронегативності - фтор, що має на останньому шарі 7 електронів і завжди забирає один електрон не тільки у металів, а й у активних неметалевих елементів: кисню, хлору, азоту. Закінчуються малі періоди, як і великі, інертними газами, одноатомні молекули яких мають повністю завершені до 8 електронів зовнішні енергетичні рівні.

Особливості будови атомів великих періодів

Парні ряди 4, 5 і 6 періодів складаються з елементів, зовнішні оболонки яких вміщують всього один або два електрони. Як ми говорили раніше, у них відбувається заповнення електронами d-або f-підрівнів передостаннього шару. Зазвичай це типові метали. Фізичні та хімічні властивості у них змінюються дуже повільно. Непарні ряди містять такі елементи, у яких заповнюються електронами зовнішні енергетичні рівні за наступною схемою: метали - амфотерний елемент - неметали - інертний газ. Ми вже спостерігали її прояв у всіх малих періодах. Наприклад, у непарному ряду 4 періоду мідь є металом, цинк - амфотерен, потім від галію до брому відбувається посилення неметалічних властивостей. Закінчується період криптон, атоми якого мають повністю завершену електронну оболонку.

Як пояснити розподіл елементів на групи?

Кожна група - а їх у короткій формі таблиці вісім, ділиться ще й на підгрупи, які називаються головними та побічними. Така класифікація відбиває різне становище електронів зовнішньому енергетичному рівні атомів елементів. Виявилося, що у елементів головних підгруп, наприклад, літію, натрію, калію, рубідії та цезію останній електрон розташований на s-підрівні. Елементи 7 групи головної підгрупи (галогени) заповнюють негативними частинками свій p-підрівень.

Для представників побічних підгруп, таких як хром, типовим буде наповнення електронами d-підрівня. А в елементів, що входять до сімейства, накопичення негативних зарядів відбувається на f-підрівні передостаннього енергетичного рівня. Понад те, номер групи, зазвичай, збігається з кількістю електронів, здатних до утворення хімічних зв'язків.

У нашій статті ми з'ясували, яку будову мають зовнішні енергетичні рівні атомів хімічних елементів, та визначили їхню роль у міжатомних взаємодіях.

Сьогодні розповімо, що таке енергетичний рівень атома, коли людина стикається з цим поняттям, і де воно застосовується.

Шкільна фізика

Люди вперше зустрічаються із природничими науками у школі. І якщо на сьомому році навчання діти ще знаходять нові знання з біології та хімії цікавими, то у старших класах їх починають боятися. Коли настає черга атомної фізики, уроки з цієї дисципліни вже вселяють лише огиду до незрозумілих завдань. Однак варто пам'ятати, що у всіх відкриттів, які зараз перетворилися на нудні шкільні предмети, нетривіальна історія та цілий арсенал корисних застосувань. Дізнаватись, як влаштований світ – це як відкривати скриньку з чимось цікавим усередині: завжди хочеться знайти потаємне відділення та виявити там ще один скарб. Сьогодні ми розповімо про одну з базових фізики, будову речовини.

Неподільний, складовий, квантовий

З давньогрецької мови слово «атом» перекладається як «неподільний, найменший». Таке уявлення – наслідок історії науки. Деякі древні греки та індійці вірили, що все у світі складається з найдрібніших частинок.

У сучасній історії було зроблено набагато раніше фізичних досліджень. Вчені сімнадцятого та вісімнадцятого століть працювали насамперед для збільшення військової могутності країни, короля чи герцога. А щоб створити вибухівку та порох, треба було зрозуміти, з чого вони складаються. У результаті дослідники з'ясували: деякі елементи не можна розділити далі за певний рівень. Отже, є найменші носії хімічних властивостей.

Але вони помилялися. Атом виявився складовою, а його здатність змінюватися носить квантовий характер. Про це свідчать і переходи енергетичних рівнів атома.

Позитивне та негативне

Наприкінці дев'ятнадцятого століття вчені впритул підійшли до вивчення найдрібніших частинок речовини. Наприклад, було зрозуміло: атом містить як позитивно, і негативно заряджені складові. Але невідома: розташування, взаємодія, співвідношення ваги його елементів залишалися загадкою.

Він з'ясував, що в центрі атомів знаходяться важкі позитивні елементи, а по краях розташовані дуже легкі негативні. Отже, носіями різних набоїв є не схожі один на одного частинки. Це пояснювало заряд атомів: до них можна було додати або видалити елемент. Рівнавага, яке підтримувало нейтральність усієї системи, порушувалося, і атом набував заряду.

Електрони, протони, нейтрони

Пізніше з'ясувалося: легкі негативні частки - це електрони, а важке позитивне ядро ​​і двох видів нуклонів (протонів і нейтронів). Протони відрізнялися від нейтронів лише тим, що перші були позитивно зарядженими та важкими, а другі мали лише масу. Змінити склад та заряд ядра складно: для цього потрібні неймовірні енергії. А ось електроном атом ділиться набагато легше. Є електронегативні атоми, які охочіше «відбирають» електрон, і менш електронегативні, які швидше «віддадуть» його. Так формується заряд атома: якщо електронів надлишок, він негативний, і якщо недолік - то позитивний.

Довге життя всесвіту

Але така будова атома спантеличувала вчених. Згідно з класичною фізикою, що панувала в ті часи, електрон, який весь час рухався навколо ядра, повинен був безперервно випромінювати електромагнітні хвилі. Так як цей процес означає втрату енергії, то всі негативні частки незабаром втратили свою швидкість і впали на ядро. Однак всесвіт існує вже дуже довго, а всесвітньої катастрофи ще не сталося. Назрівав парадокс надто старої матерії.

Постулати Бора

Пояснити невідповідність змогли постулати Бора. Тоді це були просто твердження, стрибки до невідомого, які не підтверджувалися розрахунками чи теорією. Згідно з постулатами, існували в атомі енергетичні рівні електронів. Кожна негативно заряджена частка могла перебувати лише цих рівнях. Перехід між орбіталями (так назвали рівні) здійснюється стрибком, у своїй виділяється чи поглинається квант електромагнітної енергії.

Пізніше відкриття Планком кванта пояснило таку поведінку електронів.

Світло та атом

Кількість енергії, яка потрібна на переходу, залежить від відстані між енергетичними рівнями атома. Чим вони далі один від одного, тим більше квант, що виділяється або поглинається.

Як відомо, світло - це квант електромагнітного поля. Таким чином, коли електрон в атомі переходить з більш високого на нижчий рівень, він творить світло. При цьому діє і зворотний закон: коли електромагнітна хвиля падає на предмет, вона збуджує його електрони і вони переходять на більш високу орбіталь.

Крім того, енергетичні рівні атома є індивідуальними для кожного виду хімічного елемента. Візерунок відстаней між орбіталями відрізняється для водню та золота, вольфраму та міді, брому та сірки. Тому аналіз спектрів випромінювання будь-якого об'єкта (у тому числі і зірки) однозначно визначає, які речовини та в якій кількості в ньому присутні.

Застосовується цей метод неймовірно широко. Спектральний аналіз використовується:

• у криміналістиці;
• у контролі якості їжі та води;
• у виробництві товарів;
• у створенні нових матеріалів;
• у вдосконаленні технологій;
• у наукових експериментах;
• у дослідженні зірок.

Цей перелік приблизно показує, наскільки корисним виявилося відкриття електронних рівнів в атомі. Електронні рівні - грубі, найбільші. Існують дрібніші коливальні, і ще тонші обертальні рівні. Але вони актуальні лише для складних сполук – молекул та твердих тіл.

Слід сказати, що структура ядра досі досліджена остаточно. Наприклад, немає відповіді на питання про те, чому певній кількості протонів відповідає саме таке число нейтронів. Вчені припускають, що атомне ядро ​​теж містить аналог електронних рівнів. Однак, досі це не доведено.