Електронна формула та схема будови атома. Будова електронної оболонки атома

Розгляньмо, як побудований атом. Враховуйте, що мова вестиметься виключно про моделі. Насправді атоми є набагато більше складну структуру. Але завдяки сучасним розробкамми маємо можливість пояснювати і навіть успішно передбачати властивості (нехай навіть не всі). Отже, якою є схема будови атома? З чого він «зроблений»?

Планетарна модель атома

Вперше була запропонована датським фізиком Н. Бором у 1913 році. Це перша теорія будови атома, заснована на наукових фактах. До того ж, вона поклала основу сучасної тематичної термінології. У ній електрони-частки виробляють обертальні рухинавколо атома за таким самим принципом, як планети навколо Сонця. Бор висловив припущення, що вони можуть існувати виключно на орбітах, що знаходяться на певній відстані від ядра. Чому саме так, учений з позиції науки не зміг пояснити, але така модель підтверджувалася багатьма експериментами. Для позначення орбіт використовувалися цілі числа, починаючи з одиниці, якою нумерувалася, найближча до ядра. Усі ці орбіти також називають рівнями. Атом водню має лише один рівень, на якому обертається один електрон. Але складні атоми мають рівні. Вони поділяються на складові, які поєднують близькі за енергетичним потенціалом електрони. Так, другий вже має два підрівні - 2s та 2р. Третій має вже три - 3s, 3р та 3d. І так далі. Спочатку «заселяються» ближчі до ядра підрівні, а потім далекі. На кожному з них може бути розміщена лише певна кількість електронів. Але це не кінець. Кожен підрівень поділяється на орбіталі. Давайте проведемо порівняння з звичайним життям. Електронну хмару атома можна порівняти з містом. Рівні – це вулиці. Підрівень - приватний будинокчи квартира. Орбіталь – кімната. У кожній із них «проживає» один або два електрони. Усі вони мають конкретні адреси. Ось такою була перша схема будови атома. А насамкінець про адреси електронів: вони визначаються наборами чисел, які називають «квантовими».

Хвильова модель атома

Але згодом планетарна модель піддалася перегляду. Було запропоновано другу теорію будови атома. Вона досконаліша і дозволяє пояснити результати практичних експериментів. На зміну першою прийшла хвильова модель атома, яку запропонує Е. Шредінгер. Тоді вже було встановлено, що електрон може проявляти себе не тільки як частинка, але і як хвиля. А що зробив Шредінгер? Він застосував рівняння, що описує рух хвилі в Таким чином можна знайти не траєкторію руху електрона в атомі, а ймовірність його виявлення в певній точці. Об'єднує обидві теорії те, що елементарні частки перебувають у конкретних рівнях, підрівнях та орбіталях. На цьому подібність моделей закінчується. Наведу один приклад - у хвильової теоріїОрбіталлю називається область, де можна буде знайти електрон з ймовірністю 95%. На решту простору припадає 5%.Але в кінцевому підсумку вийшло, що особливості будови атомів зображуються з використання хвильової моделі, при тому, що використовується термінологія, використовується загальна.

Поняття ймовірності у разі

Чому було використано цей термін? Гейзенбергом у 1927 р. було сформульовано принцип невизначеності, який зараз використовується, щоб описувати рух мікрочастинок. Він заснований на їх фундаментальній відмінності від звичайних фізичних тіл. У чому полягає? Класична механіка припускала, що людина може спостерігати явища, не впливаючи на них (спостереження за небесними тілами). На основі отриманих даних можна розрахувати, де об'єкт буде у певний момент часу. Але в мікросвіті справи необхідно по-іншому. Так, наприклад, спостерігати за електроном, не впливаючи на нього, зараз не представляється можливим з огляду на те, що енергії інструменту та частки непорівнянні. Це призводить до того, що змінюється його місцезнаходження елементарної частки, стан, напрямок, швидкість руху та інші параметри. І безглуздо говорити про точні характеристики. Сам принцип невизначеності свідчить, що неможливо обчислити точну траєкторію польоту електрона навколо ядра. Можна лише вказати ймовірність знаходження частки у певній ділянці простору. Ось таку особливість має будова атомів хімічних елементів. Але це слід враховувати виключно вченим у практичних експериментах.

Склад атома

Але сконцентруємося на всьому об'єкті розгляду. Отже, крім добре розглянутої електронної оболонки, другою складовою атома є ядро. Воно складається з позитивно заряджених протонів та нейтральних нейтронів. Усі ми знайомі з таблицею Менделєєва. Номер кожного елемента відповідає кількості протонів, що є. Кількість нейтронів дорівнює різниці між масою атома та його кількістю протонів. Можуть бути відхилення від цього правила. Тоді говорять про те, що є ізотоп елемента. Схема будови атома така, що його «оточує» електронна оболонка. зазвичай дорівнює кількості протонів. Маса останнього приблизно в 1840 разів більша, ніж у першого, і приблизно дорівнює вазі нейтрону. Радіус ядра становить близько 1/200 000 діаметра атома. Сам він має сферичну форму. Така, загалом, будова атомів хімічних елементів. Незважаючи на відмінність у масі та властивостях, виглядають вони приблизно однаково.

Орбіти

Говорячи про те, що така схема будови атома, не можна про них промовчати. Отже, є такі види:

1. s. Мають сферичну форму.
2. p. Є схожими на об'ємні вісімки або веретено.
3. d та f. мають складну форму, яка важко описується формальною мовою.

Електрон кожного типу можна з ймовірністю 95% знайти на території відповідної орбіталі. До представленої інформації необхідно ставитися спокійно, оскільки це, скоріше, абстрактна математична модель, ніж фізичне реальне становищесправ. Але при всьому цьому вона має гарну передбачувану силу щодо хімічних властивостей атомів і навіть молекул. Що далі від ядра розташований рівень, то більше електронів можна на ньому розмістити. Так, кількість орбіталей можна підрахувати за допомогою спеціальної формули: х2. Тут х дорівнює кількості рівнів. А оскільки на орбіталі можна розмістити до двох електронів, то, зрештою, формула їх чисельного пошукубуде виглядати так: 2х 2 .

Орбіти: технічні дані

Якщо говорити про будову атома фтору, він матиме три орбіталі. Усі вони будуть заповнені. Енергія орбіталей у межах одного підрівня однакова. Щоб позначити їх, додають номер шару: 2s, 4p, 6d. Повертаємось до розмови про будову атома фтору. У нього буде два s-і один p-підрівень. Має дев'ять протонів і стільки ж електронів. Спочатку один s-рівень. Це два електрони. Потім другий s-рівень. Ще два електрони. І 5 заповнюють p-рівень. Ось така в нього будівля. Після прочитання наступного підзаголовка можна власноруч зробити необхідні дії і переконатися в цьому. Якщо говорити про яких належить і фтор, слід відзначити, що вони, хоча й у групі, повністю різняться за своїми характеристикам. Так, їхня температура кипіння коливається від -188 до 309 градусів Цельсія. То чому їх об'єднали? Все завдяки хімічним властивостям. Усі галогени, а в наї більшою міроюфтор мають високу окисну здатність. Вони реагують з металами і без проблем можуть самостійно спалахувати при кімнатній температурі.

Як заповнюються орбіти?

За якими правилами та принципами розташовуються електрони? Пропонуємо ознайомитися з трьома основними, формулювання яких було спрощено для кращого розуміння:

1. Принцип найменшої енергії. Електронам властиво заповнювати орбіталі у порядку збільшення їхньої енергії.
2. Принцип Паулі На одній орбіталі не може бути більше двох електронів.
3. Правило Хунда. У межах одного підрівня електрони заповнюють спочатку вільні орбіталі, і потім утворюють пари.

У справі заповнення допоможе і будова атома у разі стане більш зрозумілим у плані зображення. Тому при практичної роботиз побудовою схем елементів, потрібно тримати її під рукою.

приклад

Для того, щоб узагальнити все сказане в рамках статті, можна скласти зразок, як же розподіляються електрони атома за своїми рівнями, підрівнями та орбіталями (тобто, якою є конфігурація рівнів). Він може бути зображений як формула, енергетична діаграма або схема шарів. Тут є дуже хороші ілюстрації, які при уважному розгляді допомагають зрозуміти структуру атома. Так спочатку спочатку заповнюється перший рівень. У ньому є лише один підрівень, у якому лише одна орбіталь. Усі рівні заповнюються послідовно, починаючи з меншого. Спочатку в рамках одного підрівня по одному електрону розміщується на кожній орбіталі. Потім утворюються пари. І за наявності вільних відбувається перемикання на інший суб'єкт заповнення. А тепер можна самостійно дізнатися, якою є будова атома азоту або фтору (який розглядався раніше). Спочатку може бути трохи складно, але можна орієнтуватися на картинки. Давайте для ясності розглянемо будову атома азоту. Він має 7 протонів (разом з нейтронами, що складають ядро) і стільки ж електронів (які складають електронну оболонку). Спочатку заповнюється перший s-рівень. На ньому 2 електрони. Потім іде другий s-рівень. На ній теж 2 електрони. І три інших розміщуються на p-рівні, де кожен із них займає по одній орбіталі.

Висновок

Як бачите, будова атома – не така складна тема(якщо підходити до неї з позиції шкільного курсухімії, звісно). І зрозуміти цю темуне складає труднощів. Насамкінець хочеться повідомити про деякі особливості. Наприклад, говорячи про будову атома кисню, ми знаємо, що він має вісім протонів і 8-10 нейтронів. І оскільки все в природі прагне рівноваги, два атоми кисню утворюють молекулу, де два непарні електрони утворюють ковалентний зв'язок. Подібним чином утворюється інша стійка молекула кисню - озон (O 3 ). Знаючи будову атома кисню, можна правильно складати формули окисних реакцій, у яких бере участь найпоширеніша Землі речовина.

Бо при хімічних реакціяхядра реагуючих атомів залишаються без змін (крім радіоактивних перетворень), то хімічні властивості атомів залежить від будови їх електронних оболонок. Теорія електронної будови атомапобудована на основі апарату квантової механіки. Так, структура енергетичних рівнів атома може бути отримана на основі квантовомеханічних розрахунків ймовірностей знаходження електронів у просторі навколо атомного ядра (Мал. 4.5).

Мал. 4.5. Схема підрозділу енергетичних рівнівна підрівні

Основи теорії електронної будови атома зводяться до таких положень: стан кожного електрона в атомі характеризується чотирма квантовими числами: головним квантовим числом n = 1, 2, 3,; орбітальним (азимутальним) l=0,1,2, n-1; магнітним m l = -l, –1,0,1,  l; спиновим m s = -1/2, 1/2 .

Згідно принципу Паулів одному і тому ж атомі не може бути двох електронів, що мають однакову сукупність чотирьох квантових чиселn, l, m l m s; сукупності електронів з однаковими головними квантовими числами n утворюють електронні шари, або енергетичні рівні атома, що нумеруються від ядра і позначаються як K, L, M, N, O, P, Q,  причому в енергетичному шарі з цим значенням nможуть бути не більше, ніж 2n 2 електронів. Сукупності електронів з однаковими квантовими числами nі l,  утворюють підрівні, що позначаються в міру видалення їх від ядра як s, p, d, f.

Імовірнісне перебування становища електрона у просторі навколо атомного ядра відповідає принципу невизначеностей Гейзенберга. За квантовомеханічними уявленнями, електрон в атомі не має певної траєкторії руху і може знаходитися в будь-якій частині простору навколо ядра, а різні його положення розглядаються як електронна хмара з певною щільністю негативного заряду. Простір навколо ядра, в якому найімовірніше знаходження електрона, називається орбіталлю. У ньому укладено близько 90% електронної хмари. Кожному підрівню 1s, 2s, 2pі т.д. відповідає певну кількість орбіталей певної форми. Наприклад, 1s- І 2s-орбіталі мають сферичну форму, а 2p-орбіталі ( 2p x , 2p y , 2p z-орбіталі) орієнтовані у взаємно перпендикулярних напрямках і мають форму гантелі ( Мал. 4.6).

Мал. 4.6. Форма та орієнтація електронних орбіталей.

При хімічних реакціях атомне ядро ​​не зазнає змін, змінюються лише електронні оболонки атомів, будовою яких пояснюються багато властивостей хімічних елементів. На основі теорії електронної будови атома було встановлено глибоке фізичне значення періодичного закону хімічних елементів Менделєєва та створено теорію хімічного зв'язку.

Теоретичне обґрунтування періодичної системи хімічних елементів включає дані про будову атома, що підтверджують існування зв'язку між періодичністю зміни властивостей хімічних елементів і періодичним повторенням подібних типів електронних конфігурацій їх атомів.

У світлі вчення про будову атома стає обґрунтованим поділ Менделєєвим всіх елементів на сім періодів: номер періоду відповідає числу енергетичних рівнів атомів, що заповнюються електронами. У малих періодах із зростанням позитивних зарядів ядер атомів зростає кількість електронів на зовнішньому рівні(від 1 до 2 у першому періоді, і від 1 до 8 у другому та третьому періодах), що пояснює зміну властивостей елементів: на початку періоду (крім першого) знаходиться лужний метал, потім спостерігається поступове ослаблення металевих властивостей та посилення неметалічних. Ця закономірність простежується для елементів другого періоду таблиці 4.2.

Таблиця 4.2.

У великих періодах із зростанням заряду ядер заповнення рівнів електронами відбувається складніше, як і пояснює складніша зміна властивостей елементів проти елементами малих періодів.

Одинаковий характер властивостей хімічних елементів у підгрупах пояснюється подібною будовою зовнішнього енергетичного рівня, як це показано в табл. 4.3, що ілюструє послідовність заповнення електронами енергетичних рівнів для підгруп лужних металів.

Таблиця 4.3.

Номер групи зазвичай вказує на число електронів в атомі, які можуть брати участь в утворенні хімічних зв'язків. У цьому полягає фізичне значення номера групи. У чотирьох місцях періодичної системиелементи розташовані не в порядку зростання атомних мас: Arі K,Coі Ni,Teі I,Thі Pa. Ці відступи вважалися недоліками періодичної системи хімічних елементів. Вчення про будову атома пояснило вказані відступи. Досвідчене визначення зарядів ядер показало, що розташування цих елементів відповідає зростанню їх ядер. Крім того, дослідне визначення зарядів ядер атомів дало можливість визначити кількість елементів між воднем та ураном, а також число лантаноїдів. Нині всі місця в періодичній системі заповнені в проміжку від Z=1до Z=114Проте періодична система не закінчена, можливе відкриття нових трансуранових елементів.

Електрони

Поняття атом виникло ще в античному світідля позначення частинок речовини. У перекладі з грецької атом означає «неподільний».

Ірландський фізик Стоні на підставі дослідів дійшов висновку, що електрика переноситься найдрібнішими частинками, що існують в атомах усіх хімічних елементів. У 1891 р. Стоні запропонував ці частки назвати електронами, що грецькою означає «бурштин». Через кілька років після того, як електрон отримав свою назву, англійський фізикДжозеф Томсон і французький фізик Жан Перрен довели, що електрони несуть негативний заряд. Це найменший негативний заряд, який у хімії прийнято за одиницю (-1). Томсон навіть зумів визначити швидкість руху електрона (швидкість електрона на орбіті обернено пропорційна номеру орбіти n. Радіуси орбіт ростуть пропорційно квадрату номера орбіти. На першій орбіті атома водню (n=1; Z=1) швидкість дорівнює ≈ 2,2·106 м/ с, тобто приблизно в сотню разів менше швидкості світла з = 3 · 108 м / с.) І масу електрона (вона майже в 2000 разів менше маси атома водню).

Стан електронів в атомі

Під станом електрона в атомі розуміють сукупність інформації про енергію певного електрона та простір, в якому він знаходиться. Електрон в атомі не має траєкторії руху, тобто можна говорити лише про ймовірності знаходження його у просторі навколо ядра.

Він може бути в будь-якій частині цього простору, що оточує ядро, і сукупність його різних положень розглядають як електронну хмару з певною щільністю негативного заряду. Образно це можна уявити так: якби вдалося через соті або мільйонні частки секунди сфотографувати положення електрона в атомі, як при фотофініші, то електрон на таких фотографіях був би представлений у вигляді крапок. При накладенні незліченної множинитаких фотографій вийшла б картина електронної хмари з найбільшою густиною там, де цих точок буде найбільше.

Простір навколо атомного ядра, в якому найімовірніше знаходження електрона, називається орбіталлю. У ньому міститься приблизно 90% електронної хмари, і це означає, що близько 90% часу електрон знаходиться в цій частині простору. За формою розрізняють 4 відомих нині типу орбіталей, які позначаються латинськими літерами s, p, d і f. Графічне зображеннядеяких форм електронних орбіталей представлено малюнку.

Найважливішою характеристикою руху електрона на певній орбіталі є енергія його зв'язку з ядром. Електрони, що мають близькі значення енергії, утворюють єдиний електронний шари, або енергетичний рівень. Енергетичні рівні нумерують, починаючи від ядра, - 1, 2, 3, 4, 5, 6 та 7.

Ціле число n, що означає номер енергетичного рівня, називають основним квантовим числом. Воно характеризує енергію електронів, які займають цей енергетичний рівень. Найменшу енергію мають електрони першого енергетичного рівня, найближчого до ядра.Порівняно з електронами першого рівня, електрони наступних рівнів будуть характеризуватись великим запасом енергії. Отже, найменш міцно пов'язані з ядром атома електрони зовнішнього рівня.

Найбільше електронів на енергетичному рівні визначається за формулою:

N = 2n 2 ,

де N – максимальна кількість електронів; n - номер рівня, чи головне квантове число. Отже, першому, найближчому до ядра енергетичному рівні може бути трохи більше двох електронів; на другому – не більше 8; на третьому – не більше 18; на четвертому – не більше 32.

Починаючи з другого енергетичного рівня (n = 2) кожен із рівнів поділяється на підрівні (підшари), які дещо відрізняються один від одного енергією зв'язку з ядром. Число підрівнів дорівнює значенню головного квантового числа: перший енергетичний рівень має один рівень; другий – два; третій – три; четвертий - чотири підрівні. Підрівні у свою чергу утворені орбіталями. Кожному значеннюn відповідає число орбіталей, що дорівнює n.

Підрівні прийнято позначати латинськими літерами, Так само як і форму орбіталей, з яких вони складаються: s, p, d, f.

Протони та нейтрони

Атом будь-якого хімічного елемента порівняємо з крихітною Сонячною системою. Тому таку модель атома, запропоновану Е. Резерфордом, називають планетарної.

Атомне ядро, в якому зосереджена вся маса атома, складається з частинок двох видів. протонів та нейтронів.

Протони мають заряд, рівний заряду електронів, але протилежний за знаком (+1), і масу, рівну масіатома водню (вона прийнята у хімії за одиницю). Нейтрони не несуть заряду, вони нейтральні і мають масу, що дорівнює масі протона.

Протони та нейтрони разом називають нуклонами (від лат. Nucleus - ядро). Сума числа протонів та нейтронів в атомі називається масовим числом. Наприклад, масове числоатома алюмінію:

13 + 14 = 27

число протонів 13, число нейтронів 14, масове число 27

Оскільки масою електрона, мізерно малою, можна знехтувати, очевидно, що у ядрі зосереджена вся маса атома. Електрони позначають e - .

Оскільки атом електронейтральний, то очевидно, що число протонів і електронів в атомі однаково. Воно дорівнює порядковому номеру хімічного елемента, присвоєного йому Періодичної системі. Маса атома складається з маси протонів та нейтронів. Знаючи порядковий номер елемента (Z), тобто число протонів і масове число (А), рівну сумічисел протонів та нейтронів, можна знайти число нейтронів (N) за формулою:

N = A - Z

Наприклад, число нейтронів в атомі заліза дорівнює:

56 — 26 = 30

Ізотопи

Різновиди атомів одного і того ж елемента, що мають однаковий заряд ядра, але різне масове число називаються ізотопами. Хімічні елементи, які у природі, є сумішшю ізотопів. Так, вуглець має три ізотопи з масою 12, 13, 14; кисень - три ізотопи з масою 16, 17, 18 і т. д. Зазвичай приводна в Періодичній системі відносна атомна масахімічний елемент є середнім значенням атомних мас природної суміші ізотопів даного елемента з урахуванням їх відносного вмісту в природі. Хімічні властивостіізотопи більшості хімічних елементів абсолютно однакові. Однак ізотопи водню сильно розрізняються за властивостями через різке збільшення їх відносної атомної маси; їм навіть присвоєно індивідуальні назви та хімічні знаки.

Елементи першого періоду

Схема електронної будови атома водню:

Схеми електронної будови атомів показують розподіл електронів за електронними шарами (енергетичними рівнями).

Графічна електронна формула атома водню (показує розподіл електронів за енергетичними рівнями та підрівнями):

Графічні електронні формули атомів показують розподіл електронів як за рівнями і подуровням, а й у орбіталям.

В атомі гелію перший електронний шар завершено - у ньому 2 електрони. Водень та гелій - s-елементи; у цих атомів заповнюється електронами s-орбіталь.

У всіх елементів другого періоду перший електронний шар заповнений, і електрони заповнюють s- та р-орбіталі другого електронного шару відповідно до принципу найменшої енергії (спочатку s, а потім р) та правилами Паулі та Хунда.

В атомі неону другий електронний шар завершено – у ньому 8 електронів.

У атомів елементів третього періоду перший і другий електронні шари завершені, тому заповнюється третій електронний шар, в якому електрони можуть займати 3s-, 3р- та 3d-підрівні.

У атома магнію добудовується 3s-електронна орбіталь. Na та Mg – s-елементи.

У алюмінію та наступних елементів заповнюється електронами 3р-підрівень.

У елементів третього періоду залишаються незаповненими 3d-орбіталі.

Усі елементи від Al до Ar – р-елементи. s- та р-елементи утворюють головні підгрупи в Періодичній системі.

Елементи четвертого – сьомого періодів

У атомів калію та кальцію з'являється четвертий електронний шар, заповнюється 4s-підрівень, тому що він має меншу енергію, ніж 3d-підрівень.

К, Са - s-елементи, що входять до основних підгруп. У атомів від Sc до Zn заповнюється електронами 3d-підрівень. Це 3d-елементи. Вони входять у побічні підгрупи, у них заповнюється зовнішній електронний шар, їх відносять до перехідних елементів.

Зверніть увагу на будову електронних оболонок атомів хрому та міді. У них відбувається «провал» одного електрона з 4s- на 3d-підрівень, що пояснюється більшою енергетичною стійкістю електронних конфігурацій, що утворюються при цьому 3d 5 і 3d 10:

В атомі цинку третій електронний шар завершено - в ньому заповнені всі рівні 3s, 3р і 3d, всього на них 18 електронів. У наступних за цинком елементів продовжує заповнюватись четвертий електронний шар, 4р-підрівень.

Елементи від Ga до Кr – р-елементи.

У атома криптону зовнішній шар(четвертий) завершено, має 8 електронів. Але всього в четвертому електронному шарі може бути 32 електрони; у атома криптону поки що залишаються незаповненими 4d- і 4f-підрівні. І також зустрічаються винятки, пов'язані з « проваломелектронів, у 41 Nb, 42 Мо, 44 Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

У шостому та сьомому періодах з'являються f-елементи, тобто елементи, у яких йде заповнення відповідно 4f- та 5f-підрівнів третього зовні електронного шару.

4f-елементи називають лантаноїдами.

5f-елементи називають актиноїдами.

Порядок заповнення електронних підрівнів в атомах елементів шостого періоду: 55 Cs та 56 Ва - 6s-елементи; 57 La … 6s 2 5d x - 5d-елемент; 58 Се - 71 Lu - 4f-елементи; 72 Hf - 80 Hg - 5d-елементи; 81 Т1 - 86 Rn - 6d-елементи. Але й тут зустрічаються елементи, у яких «порушується» порядок заповнення електронних орбіталей, що, наприклад, пов'язано з більшою енергетичною стійкістю наполовину та повністю заповненими f-підрівнями, тобто nf 7 і nf 14 . Залежно від того, який підрівень атома заповнюється електронами останнім, всі елементи ділять на чотири електронні сімейства, або блоки:

• s-елементи. Електронами заповнюється s-підрівень зовнішнього рівня атома; до s-елементів відносяться водень, гелій та елементи головних підгруп I та II груп.

• p-елементи. Електронами заповнюється р-підрівень зовнішнього рівня атома; до р-елементів відносяться елементи головних підгруп III-VIII груп.

• d-елементи. Електронами заповнюється d-підрівень переднього рівня атома; до d-елементів відносяться елементи побічних підгруп I-VIII груп, тобто елементи вставних декад великих періодів, розташованих між s-і р-елементами. Їх також називають перехідними елементами.

• f-елементи. Електронами заповнюється f-підрівень третього зовні рівня атома; до них відносяться лантаноїди та антиноїди.

Швейцарський фізик В. Паулі в 1925 р. встановив, що в атомі на одній орбіталі може перебувати не більше двох електронів, що мають протилежні (антипаралельні) спини (у перекладі з англійської – «веретено»), тобто які мають такі властивості, які умовно можна уявити собі як обертання електрона навколо своєї уявної осі: за годинниковою або проти годинникової стрілки.

Цей принцип має назву принципу Паулі. Якщо на орбіталі знаходиться один електрон, він називається неспареним, якщо два, це спарені електрони, т. е. електрони з протилежними спинами. На малюнку показано схему підрозділу енергетичних рівнів на підрівні та черговість їх заповнення.

Найчастіше будову електронних оболонок атомів зображують з допомогою енергетичних чи квантових осередків - записують звані графічні електронні формули. Для цього запису використовують такі позначення: кожен квантовий осередок позначається клітиною, яка відповідає одній орбіталі; кожен електрон позначається стрілкою, що відповідає напрямку спина. При записі графічної електронної формули слід пам'ятати два правила: принцип Паулі та правило Ф. Хунда, Згідно з яким електрони займають вільні осередки спочатку по одному і мають при цьому однакове значення спина, а потім спарюються, але спини, при цьому за принципом Паулі будуть вже протилежно спрямованими.

Правило Хунда та принцип Паулі

Правило Хунда- правило квантової хімії, що визначає порядок заповнення орбіталей певного підшару і формулюється так: сумарне значенняспинового квантового числа електронів даного підшару має бути максимальним. Сформульовано Фрідріхом Хундом у 1925 році.

Це означає, що в кожній з орбіталей підшару заповнюється спочатку один електрон, а тільки після вичерпання незаповнених орбіталей на цю орбіталь додається другий електрон. При цьому на одній орбіталі знаходяться два електрони з напівцілими спинами. протилежного знака, які спаровуються (утворюють двоелектронну хмару) і, в результаті, сумарний спин орбіталі стає рівним нулю.

Інше формулювання: Нижче за енергією лежить той атомний терм, для якого виконуються дві умови.

1. Мультиплетність максимальна
2. При збігу мультиплетностей сумарний орбітальний момент L максимальний.

Розберемо це правило на прикладі заповнення орбіталей p-підрівня p-Елементів другого періоду (тобто від бору до неону (у наведеній нижче схемі горизонтальними рисками позначені орбіталі, вертикальними стрілками - електрони, причому напрямок стрілки позначає орієнтацію спина).

Правило Клечковського

Правило Клечковського -у міру збільшення сумарного числа електронів в атомах (при зростанні зарядів їх ядер або порядкових номерів хімічних елементів) атомні орбіталі заселяються таким чином, що поява електронів на орбіталі з вищою енергією залежить тільки від головного квантового числа n і не залежить від усіх інших квантових чисел, зокрема і з l. Фізично це означає, що у водородоподібному атомі (без міжелектронного відштовхування) орбітальна енергія електрона визначається тільки просторовою віддаленістю зарядової щільності електрона від ядра і не залежить від особливостей його руху в полі ядра.

Емпіричне правило Клечковського і схема чергов, що випливає з нього, кілька протирічатреальної енергетичної послідовності атомних орбіталей тільки в двох однотипних випадках: у атомів Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au має місце "провал" електрона з s -підрівня зовнішнього шару d-підрівень попереднього шару, що призводить до енергетично більш стійкого стану атома, а саме: після заповнення двома електронами орбіталі 6 s

Будь-яка речовина складається з дуже маленьких частинок, які називаються атомами . Атом-це найменша часткахімічного елемента, що зберігає його характерні властивості. Щоб уявити розміри атома, досить сказати що якби їх вдалося вкласти впритул один до одного, то один мільйон атомів зайняв би відстань всього в 0,1 мм.

Подальший розвиток науки про будову речовини показав, що атом також має складна будоваі складається з електронів та протонів. Так виникла електронна теорія будови речовини.

У давнину було виявлено, що існують два роду електрики: позитивне і негативне. Кількість електрики, що міститься в тілі, почали називати зарядом. Залежно від роду електрики, якою володіє тіло, заряд може бути позитивним чи негативним.

Було також встановлене досвідченим шляхом, що однойменні заряди відштовхуються, а різноіменні притягуються.

Розглянемо електронна будоваатома. Атоми складаються з ще більш дрібних частинок, ніж вони самі називаються електронами.

ВИЗНАЧЕННЯ:Електрон – це найдрібніша часткаречовини, що має найменший негативний електричний заряд

Електрони обертаються довкола центрального ядра, Що складається з одного або більше протоніві нейтронів, за концентричними орбітами Електрони є негативно зарядженими частинками, протони – позитивними, а нейтрони – нейтральними (рисунок 1.1).

ВИЗНАЧЕННЯ:Протон - найдрібніша частка речовини, що має найменший позитивний електричний заряд.

Існування електронів та протонів не викликає жодного сумніву. Вчені не тільки визначили масу, заряд та розміри електронів та протонів, але навіть змусили їх працювати у різних електричних та радіотехнічних приладах.

Було також встановлено, що маса електрона залежить від швидкості його руху і що електрон як поступово рухається у просторі, а й обертається навколо своєї осі.

Найбільш простим за своєю будовою є атом водню (рис. 1.1). Він складається з ядра-протона і обертається з величезною швидкістюдовкола ядра електрона, що утворює зовнішню оболонку (орбіту) атома. Більш складні атоми мають кілька оболонок, якими обертаються електрони.

Ці оболонки послідовно від ядра заповнюються електронами (рисунок 1.2).

Тепер розберемо . Найзовнішня оболонка називається валентною, А число електронів, що міститься в ній, називається валентністю. Що далі від ядра валентна оболонка,отже, тим меншу силу тяжіння відчуває кожен валентний електрон із боку ядра. Тим самим у атома збільшується можливість приєднувати себе електрони в тому випадку, якщо валентна оболонка не заповнена і розташована далеко від ядра, або втрачати їх.
Електрони зовнішньої оболонки можуть одержувати енергію. Якщо електрони, що знаходяться у валентній оболонці, отримають необхідний рівень енергії від зовнішніх сил, можуть відірватися від неї і залишити атом, тобто стати вільними електронами. Вільні електрони здатні довільно переміщатися від одного до атома атома. Ті матеріали, в яких міститься велике число вільних електронів, називаються провідниками .

Ізолятори є протилежність провідникам. Вони перешкоджають протіканню електричного струму. Ізолятори стабільні тому, що валентні електрони одних атомів заповнюють валентні оболонки інших атомів, приєднуючись до них. Це перешкоджає утворенню вільних електронів.
Проміжне положення між ізоляторами та провідниками займають напівпровідники , але про них ми поговоримо пізніше
Розглянемо властивості атома. Атом, який має однакове числоелектронів та протонів, електрично нейтральний. Атом, який отримує один або більше електронів, стає негативно зарядженим і має назву негативний іон. Якщо атом втрачає один чи більше електронів, він стає позитивним іоном, тобто заряджається позитивно.

Записується у вигляді так званих електронних формул. В електронних формулах літерами s, p, d, f позначаються енергетичні рівні електронів; цифри попереду літер означають енергетичний рівень, у якому перебуває даний електрон, а індекс зверху праворуч - число електронів цьому подуровне. Щоб скласти електронну формулу атома будь-якого елемента, достатньо знати номер даного елемента в періодичній системі та виконати основні положення, яким підпорядковується розподілення електронів в атомі.

Структура електронної оболонки атома може бути зображена і у вигляді схеми розміщення електронів з енергетичних осередків.

Для атомів заліза така схема має такий вигляд:

На цій схемі видно виконання правила Гунда . На Зd-підрівні максимальна кількість, осередків (чотири) заповнено неспареними електронами. Зображення структури електронної оболонки в атомі у вигляді електронних формул та у вигляді схем наочно не відображає хвильових властивостейелектрону.

Формулювання періодичного закону у редакціїД.А. Менделєєва : властивості простих тіл, а так само форми і властивості сполук елементів знаходяться в періодичної залежностівеличини атомних ваг елементів.

Сучасне формулювання Періодичного закону : властивості елементів, і навіть форми та властивості їх сполук перебувають у періодичної залежність від величини заряду ядра їх атомів.

Таким чином, позитивний зарядядра (а не атомна маса) виявився більш точним аргументом, від якого залежать властивості елементів та їх сполук

Валентність- це число хімічних зв'язків, яким один атом пов'язаний із іншим.
Валентні можливості атома визначаються кількістю неспарених електронів та наявністю зовнішньому рівні вільних атомних орбіталей. Будова зовнішніх енергетичних рівнів атомів хімічних елементів визначає в основному властивості їх атомів. Тому ці рівні називаються валентними. Електрони цих рівнів, інколи ж і зовнішніх рівнів можуть брати участь у освіті хімічних зв'язків. Такі електрони називають валентними.

Стехіометрична валентністьхімічного елемента - це число еквівалентів, яке може до себе приєднати даний атом, чи число еквівалентів в атомі.

Еквіваленти визначаються за кількістю приєднаних або заміщених атомів водню, тому стехіометрична валентність дорівнює числу атомів водню, з якими взаємодіє даний атом. Але вільно взаємодіють в повному обсязі елементи, і з киснем - майже всі, тому стехиометрическую валентність можна з'ясувати, як подвоєне число приєднаних атомів кисню.

Наприклад, стехіометрична валентність сірки в сірковододі H 2 S дорівнює 2, в оксиді SO 2 - 4 в оксиді SO 3 -6.

При визначенні стехіометричної валентності елемента за формулою бінарного з'єднанняслід керуватися правилом: сумарна валентність всіх атомів одного елемента повинна дорівнювати сумарної валентності всіх атомів іншого елемента.

Ступінь окисленнятакож характеризує склад речовини та дорівнює стехіометричній валентності зі знаком плюс (для металу або більш електропозитивного елемента в молекулі) або мінус.

1. У простих речовинступінь окислення елементів дорівнює нулю.

2. Ступінь окислення фтору у всіх сполуках дорівнює -1. Інші галогени (хлор, бром, йод) з металами, воднем та іншими більш електропозитивними елементами теж мають ступінь окислення -1, але в сполуках з більш електронегативними елементами вони мають позитивні значенняступенів окиснення.

3. Кисень у сполуках має ступінь окиснення -2; винятком є ​​пероксид водню Н 2 Про 2 та його похідні (Na 2 O 2 , BaO 2 і т.п., в яких кисень має ступінь окиснення -1, а також фторид кисню OF 2 , ступінь окиснення кисню в якому дорівнює +2.

4. Лужні елементи (Li, Na, K та ін.) та елементи головної підгрупиДругої групи Періодичної системи (Be, Mg, Ca та ін) завжди мають ступінь окислення, рівну номеру групи, тобто +1 і +2, відповідно.

5. Усі елементи третьої групи, крім талію мають постійну ступінь окислення, рівну номеру групи, тобто. +3.

6. Вищий ступінь окислення елемента дорівнює номеру групи Періодичної системи, а нижчий - різниці: № групи - 8. Наприклад, найвищий ступіньокиснення азоту (він розташований у п'ятій групі) дорівнює +5 (в азотної кислотита її солях), а нижча дорівнює -3 (в аміаку та солях амонію).

7. Ступені окислення елементів у поєднанні компенсують один одного так, що їх сума для всіх атомів у молекулі або нейтральній формульній одиниці дорівнює нулю, а для іона - його заряду.

Ці правила можна використовувати визначення невідомої ступеня окислення елемента у поєднанні, якщо відомі ступеня окислення інших, і складання формул багатоелементних сполук.

Ступінь окислення (окисне число,) — допоміжна умовна величинадля запису процесів окислення, відновлення та окисно-відновних реакцій.

Концепція ступінь окисленнячасто використовують у неорганічної хіміїзамість поняття валентність. Ступінь окислення атома дорівнює чисельній величині електричного заряду, що приписується атому в припущенні, що електронні пари, що здійснюють зв'язок, повністю зміщені в бік більш негативних атомів (тобто виходячи з припущення, що з'єднання складається тільки з іонів).

Ступінь окислення відповідає числу електронів, яке слід приєднати до позитивного іону, щоб відновити його до нейтрального атома, або відібрати від негативного іона, щоб окислити його до нейтрального атома:

Al 3+ + 3e − → Al
S 2− → S + 2e − (S 2− − 2e − → S)

Властивості елементів, що залежать від будови електронної оболонки атома, змінюються за періодами та групами періодичної системи. Оскільки в ряді елементів-аналогів електронні структури лише подібні, але не тотожні, то при переході від одного елемента в групі до іншого для них спостерігається не просте повторення властивостей, а їх більш менш чітко виражене закономірне зміна.

Хімічна природа елемента обумовлена ​​здатністю його атома втрачати чи набувати електрони. Ця здатність кількісно оцінюється величинами енергій іонізації та спорідненості до електрона.

Енергією іонізації (Eі) називається мінімальна кількістьенергії, необхідне для відриву та повного видалення електрона з атома в газовій фазі при T = 0

K без передачі звільненому електрону кінетичної енергіїз перетворенням атома на позитивно заряджений іон: Е + Eі = Е + + e-. Енергія іонізації є позитивною величиною та має найменші значенняу атомів лужних металів та найбільші у атомів шляхетних (інертних) газів.

Спорідненістю до електрона (Ee) називається енергія, що виділяється або поглинається при приєднанні електрона атома в газовій фазі при T = 0

K з перетворенням атома на негативно заряджений іон без передачі частинці кінетичної енергії:

Е + e- = Е- + Ee.

Максимальну спорідненість до електрона мають галогени, особливо фтор (Ee = -328 кДж/моль).

Величини Eі та Ee виражають у кілоджоулях на моль (кДж/моль) або в електрон-вольтах на атом (еВ).

Здатність пов'язаного атома зміщувати до себе електрони хімічних зв'язків, підвищуючи у себе електронну щільність називається електронегативність.

Це поняття в науку запроваджено Л. Полінгом. Електронегативністьпозначається символом ÷ та характеризує прагнення даного атома до приєднання електронів при утворенні ним хімічного зв'язку.

По Р. Маликену електронегативність атома оцінюється напівсумою енергій іонізації та спорідненості до електрона вільних атомів = (Ee + Eі)/2

У періодах спостерігається загальна тенденція зростання енергії іонізації та електронегативності зі зростанням заряду ядра атома, у групах ці величини зі збільшенням порядкового номераелементу зменшуються.

Слід наголосити, що елементу не можна приписати постійне значення електронегативності, оскільки воно залежить від багатьох факторів, зокрема від валентного стануелемента, типу з'єднання, до якого він входить, числа та виду атомів-сусідів.

Атомні та іонні радіуси. Розміри атомів та іонів визначаються розмірами електронної оболонки. Згідно з квантово-механічними уявленнями електронна оболонка не має строго певних меж. Тому за радіус вільного атома чи іона можна прийняти теоретично розрахована відстань від ядра до положення головного максимуму щільності зовнішніх електронних хмар.Ця відстань називається орбітальним радіусом. Насправді зазвичай використовують значення радіусів атомів і іонів, що у сполуках, обчислені з експериментальних даних. При цьому розрізняють ковалентні та металеві радіуси атомів.

Залежність атомних та іонних радіусів від заряду ядра атома елемента і має періодичний характер.. У періодах у міру збільшення атомного номерарадіуси мають тенденцію до зменшення. Найбільше зменшення притаманно елементів малих періодів, оскільки вони заповнюється зовнішній електронний рівень. У великих періодах сімействах d- і f- елементів це зміна менш різке, оскільки вони заповнення електронів відбувається у передпередньому шарі. У підгрупах радіуси атомів та однотипних іонів загалом збільшуються.

Періодична система елементів є наочний прикладпрояви різного роду періодичності у властивостях елементів, що дотримується по горизонталі (у періоді зліва направо), по вертикалі (у групі, наприклад, зверху донизу), діагоналі, тобто. якесь властивість атома посилюється чи зменшується, але періодичність зберігається.

У період зліва направо (→) збільшуються окислювальні та неметалічні властивостіелементів, а відновлювальні та металеві властивості зменшуються. Так, з усіх елементів 3 періоду натрій буде активним металомі найсильнішим відновником, а хлор – найсильнішим окислювачем.

Хімічний зв'язок - це взаємне з'єднання атомів у молекулі, або кристалічні грати, внаслідок дії між атомами електричних силтяжіння.

Це взаємодія всіх електронів та всіх ядер, що призводять до утворення стійкої багатоатомної системи (радикал, молекулярний іон, молекула, кристал).

Хімічний зв'язок здійснюється валентними електронами. за сучасним уявленнямхімічний зв'язок має електронну природу, але здійснюється вона по-різному. Тому розрізняють три основні типи хімічного зв'язку: ковалентну, іонну, металеву.Між молекулами виникає водневий зв'язок, і відбуваються вандерваальсові взаємодії.

До основних характеристик хімічного зв'язку належать:

- Довжина зв'язку - це міжядерна відстань між хімічно зв'язаними атомами.

Вона залежить від природи взаємодіючих атомів та від кратності зв'язку. Зі збільшенням кратності довжина зв'язку зменшується, отже, збільшується її міцність;

- кратність зв'язку - визначається числом електронних пар, що зв'язують два атоми. Зі збільшенням кратності енергія зв'язку зростає;

- Кут зв'язку- кут між уявними прямими, що проходять через ядра двох хімічно взаємопов'язаних сусідніх атомів;

Енергія зв'язку Е СВ - це енергія, яка виділяється при утворенні даного зв'язку та витрачається на її розрив, кДж/моль.

Ковалентний зв'язок - Хімічний зв'язок, утворений шляхом усуспільнення пари електронів двома атомами.

Пояснення хімічного зв'язку виникненням спільних електронних пар між атомами лягло в основу спинової теорії валентності, інструментом якої є метод валентних зв'язків (МВС) , відкритий Льюїсом в 1916 р. Для квантово-механічного опису хімічного зв'язку та будови молекул застосовують ще один метод - метод молекулярних орбіталей (ММО) .

Метод валентних зв'язків

Основні принципи утворення хімічного зв'язку з МВС:

1. Хімічний зв'язок утворюється з допомогою валентних (неспарених) електронів.

2. Електрони з антипаралельними спинами, що належать двом різним атомам, стають загальними.

3. Хімічний зв'язок утворюється тільки в тому випадку, якщо при зближенні двох і більше атомів повна енергіясистеми знижується.

4. Основні сили, що діють у молекулі, мають електричне, кулонівське походження.

5. Зв'язок тим міцніший, чим більшою мірою перекриваються електронні хмари, що взаємодіють.

Існує два механізми освіти ковалентного зв'язку:

Обмінний механізм.Зв'язок утворений шляхом узагальнення валентних електронів двох нейтральних атомів. Кожен атом дає по одному неспареному електрону у загальну електронну пару:

Мал. 7. Обмінний механізм утворення ковалентного зв'язку: а- неполярною; б- полярний

Донорно-акцепторний механізм.Один атом (донор) надає електронну пару, а інший атом (акцептор) надає цій парі вільну орбіталь.

З'єднання, освіченіза донорно-акцепторним механізмом, відносяться до комплексним з'єднанням

Мал. 8. Донорно-акцепторний механізм утворення ковалентного зв'язку

Ковалентний зв'язок має певні показники.

Насичуваність - властивість атомів утворювати строго певну кількість ковалентних зв'язків.Завдяки насичуваності зв'язків молекули мають певний склад.

Спрямованість - т . е. зв'язок утворюється у напрямку максимального перекриття електронних хмар . Щодо лінії з'єднуючої центри атомів, що утворюють зв'язок розрізняють: σ і π(рис. 9): σ-зв'язок - утворена перекриттям АТ по лінії з'єднуючої центри атомів, що взаємодіють; π-зв'язок - це зв'язок, що виникає в напрямку осі перпендикулярної до прямої, що з'єднує ядра атома. Спрямованість зв'язку зумовлює просторову структуру молекул, тобто їх геометричну форму. Гібридизація - це зміна форми деяких орбіталей при утворенні ковалентного зв'язку для досягнення ефективнішого перекривання орбіталей.Хімічний зв'язок, утворена за участю електронів гібридних орбіталей, більш міцна, ніж зв'язок за участю електронів негібридних s-і р-орбіталей, оскільки відбувається більше перекриття. Розрізняють наступні видигібридизації (рис. 10, табл. 31): sp-гібридизація -одна s-орбіталь і одна p-орбіталь перетворюються на дві однакові «гібридні» орбіталі, кут між осями яких дорівнює 180 °. Молекули, у яких здійснюється sp-гібридизація, мають лінійну геометрію (BeCl 2).

sp 2 -гібридизація- одна s-орбіталь і дві p-орбіталі перетворюються на три однакові «гібридні» орбіталі, кут між осями яких дорівнює 120 °. Молекули, в яких здійснюється sp 2 -гібридизація, мають плоску геометрію (BF 3 AlCl 3).

sp 3-гібридизація- одна s-орбіталь і три p-орбіталі перетворюються на чотири однакові «гібридні» орбіталі, кут між осями яких дорівнює 109°28". Молекули, в яких здійснюється sp 3 -гібридизація, мають тетраедричну геометрію (CH 4 , NH 3).

Мал. 10. Види гібридизацій валентних орбіталей: а - sp-гібридизація валентних орбіталей; б - sp 2 -гібридизація валентних орбіталей; в - sp 3-гібридиза-ція валентних орбіталей