Електронна будова f. Будова електронної оболонки атома

Хімічними речовинами називають те, з чого складається навколишній світ.

Властивості кожної хімічної речовини поділяються на два типи: це хімічні, які характеризують його здатність утворювати інші речовини, та фізичні, які об'єктивно спостерігаються і можуть бути розглянуті у відриві від хімічних перетворень. Так, наприклад, фізичними властивостями речовини є його агрегатний стан(тверде, рідке або газоподібне), теплопровідність, теплоємність, розчинність різних середовищах(Вода, спирт та ін), щільність, колір, смак і т.д.

Перетворення одних хімічних речовинінші речовини називають хімічними явищами або хімічними реакціями. Слід зазначити, що є також і фізичні явища, які, очевидно, супроводжуються зміною будь-яких фізичних властивостейречовини без його перетворення на інші речовини. До фізичним явищамнаприклад, відносяться плавлення льоду, замерзання або випаровування води та ін.

Про те, що в ході будь-якого процесу має місце хімічне явище, можна зробити висновок, спостерігаючи характерні ознаки хімічних реакцій, такі як зміна кольору, утворення осаду, виділення газу, виділення теплоти та (або) світла.

Так, наприклад, висновок про перебіг хімічних реакцій можна зробити, спостерігаючи:

Утворення осаду при кип'ятінні води, що називається в побуті накипом;

Виділення тепла та світла при горінні багаття;

Зміна кольору зрізу свіжого яблука повітря;

Утворення газових бульбашок при бродінні тіста тощо.

Найдрібніші частинки речовини, які у процесі хімічних реакцій мало змінюються, лише по-новому з'єднуються між собою, називаються атомами.

Сама ідея про існування таких одиниць матерії виникла ще в стародавньої Греціїв умах античних філософів, що власне і пояснює походження терміна «атом», оскільки «атомос» у буквальному перекладі з грецької означає «неподільний».

Проте, всупереч ідеї давньогрецьких філософів, атоми є абсолютним мінімумом матерії, тобто. самі мають складну будову.

Кожен атом складається з так званих субатомних частинок – протонів, нейтронів та електронів, що позначаються відповідно символами p + , n o та e −. Надрядковий індекс у використовуваних позначеннях вказує на те, що протон має одиничний позитивний заряд, електрон – одиничний негативний заряд, А нейтрон заряду немає.

Що стосується якісного пристрою атома, то у кожного атома всі протони і нейтрони зосереджені в так званому ядрі навколо якого електрони утворюють електронну оболонку.

Протон і нейтрон мають практично однакові маси, тобто. m p ≈ m n , а маса електрона майже 2000 разів менше маси кожного їх, тобто. m p /m e ≈ m n /m e ≈ 2000.

Оскільки фундаментальною властивістю атома є його електронейтральність, а заряд одного електрона дорівнює заряду одного протона, з цього можна зробити висновок про те, що кількість електронів у будь-якому атомі дорівнює кількості протонів.

Так, наприклад, у таблиці нижче представлений можливий склад атомів:

Вид атомів з однаковим зарядом ядер, тобто. з однаковим числомпротонів у їхніх ядрах називають хімічним елементом. Таким чином, з таблиці вище можна дійти невтішного висновку у тому, що атом1 і атом2 ставляться у одному хімічному елементу, а атом3 і атом4 — до іншого хімічному елементу.

Кожен хімічний елемент має свою назву та індивідуальний символ, який читається певним чином. Так, наприклад, найпростіший хімічний елемент, атоми якого містять у ядрі лише один протон, має назву водень і позначається символом Н, що читається як аш, а хімічний елемент з зарядом ядра +7 (тобто. що містить 7 протонів) - "азот", має символ "N", який читається як "ен".

Як можна помітити з наведеної вище таблиці, атоми одного хімічного елементаможуть відрізнятися кількістю нейтронів у ядрах.

Атоми, що належать до одного хімічного елементу, але мають різна кількістьнейтронів і, як наслідок масу, називають ізотопами.

Так, наприклад, хімічний елемент водень має три ізотопи - 1 Н, 2 Н і 3 Н. Індекси 1, 2 і 3 зверху від символу Н означають сумарну кількість нейтронів і протонів. Тобто. знаючи, що водень - це хімічний елемент, який характеризується тим, що в ядрах його атомів знаходиться по одному протону, можна зробити висновок про те, що в ізотопі 1 Н взагалі немає нейтронів (1-1 = 0), в ізотопі 2 Н - 1 нейтрон (2-1=1) та в ізотопі 3 Н – два нейтрони (3-1=2). Оскільки, як уже було сказано, нейтрон і протон мають однакові маси, а маса електрона порівняно з ними зневажливо мала, це означає, що ізотоп 2 Н практично вдвічі важчий за ізотоп 1 Н, а ізотоп 3 Н — і зовсім втричі . У зв'язку з таким великим розкидом мас ізотопів водню ізотопам 2 Н і 3 Н навіть присвоєно окремі індивідуальні назви і символи, що не характерно більше для жодного іншого хімічного елемента. Ізотопу 2 Н дали назву дейтерій і надали символ D, а ізотопу 3 Н дали назву тритій і надали символ Т.

Якщо прийняти масу протона і нейтрону за одиницю, а масою електрона знехтувати, фактично верхній лівий індекс крім сумарної кількості протонів і нейтронів в атомі можна вважати його масою, тому цей індекс називають масовим числомта позначають символом А. Оскільки за заряд ядра будь-якого атома відповідають протони, а заряд кожного протона умовно вважається рівним +1, кількість протонів в ядрі називають зарядовим числом (Z). Позначивши кількість нейтронів в атомі буквою N, математично взаємозв'язок між масовим числом, зарядовим числом та кількістю нейтронів можна виразити як:

Згідно сучасним уявленням, електрон має подвійну (корпускулярно-хвильову) природу Він має властивості як частинки, так і хвилі. Подібно до частки, електрон має масу і заряд, але в той же час потік електронів, подібно до хвилі, характеризується здатністю до дифракції.

Для опису стану електрона в атомі використовують уявлення квантової механіки, За якими електрон не має певної траєкторії руху і може знаходитися в будь-якій точці простору, але з різною ймовірністю.

Область простору навколо ядра, де найімовірніше знаходження електрона, називається атомною орбіталлю.

Атомна орбіталь може мати різною формою, Розміром та орієнтацією. Також атомну орбіталь називають електронною хмарою.

Графічно одну атомну орбіталь прийнято позначати у вигляді квадратного осередку:

Квантова механіка має вкрай складний математичний апараттому в рамках шкільного курсухімії розглядаються лише наслідки квантово-механічної теорії.

Згідно з цими наслідками, будь-яку атомну орбіталь і електрон, що знаходиться на ній, повністю характеризують 4 квантові числа.

• Головне квантове число - n - визначає загальну енергію електрона на цій орбіталі. Діапазон значень головного квантового числа – усі натуральні числа, тобто. n = 1,2,3,4, 5 і т.д.
• Орбітальне квантове число - l - характеризує форму атомної орбіталі і може набувати будь-яких цілочисельних значень від 0 до n-1, де n, нагадаємо, - це головне квантове число.

Орбіталі з l = 0 називають s-орбіталями. s-Орбіталі мають сферичну форму і не мають спрямованості у просторі:

Орбіталі з l = 1 називаються p-орбіталями. Дані орбіталі мають форму тривимірної вісімки, тобто. формою, отриманої обертанням вісімки навколо осі симетрії, і зовні нагадують гантель:

Орбіталі з l = 2 називаються d-орбіталями, а з l = 3 - f-орбіталями. Їхня будова набагато складніша.

3) Магнітне квантове число – m l – визначає просторову орієнтацію конкретної атомної орбіталі та виражає проекцію орбітального моментуімпульсу на напрямок магнітного поля. Магнітне квантове число m l відповідає орієнтації орбіталі щодо спрямування вектора напруженості зовнішнього магнітного поля і може набувати будь-яких цілочисельних значень від –l до +l, включаючи 0, тобто. Загальна кількістьможливих значень дорівнює (2l+1). Так, наприклад, при l = 0 m l = 0 (одне значення), при l = 1 m l = -1, 0, +1 (три значення), при l = 2 m l = -2, -1, 0, +1 , +2 (п'ять значень магнітного квантового числа) тощо.

Приміром, p-орбіталі, тобто. орбіталі з орбітальним квантовим числом l = 1, що мають форму «тривимірної вісімки», відповідають трьом значенням магнітного квантового числа (-1, 0, +1), що, у свою чергу, відповідає трьом перпендикулярним напрямкам напряму в просторі.

4) Спинове квантове число (або просто спин) - ms - умовно можна вважати відповідальним за напрямок обертання електрона в атомі, воно може приймати значення. Електрони з різними спинами позначають вертикальними стрілками, спрямованими в різні сторони: ↓ і .

Сукупність всіх орбіталей в атомі, що мають одне й те саме значення головного квантового числа, називають енергетичним рівнем або електронною оболонкою. Будь-який довільний енергетичний рівеньз деяким номером n складається з n 2 орбіталей.

Безліч орбіталей з однаковими значеннями головного квантового числа та орбітального квантового числа є енергетичним підрівнем.

Кожен енергетичний рівень, якому відповідає головне квантове число n містить n підрівнів. У свою чергу, кожен енергетичний підрівень з орбітальним квантовим числом l складається з (2l+1) орбіталей. Таким чином, s-підрівень складається з однієї s-орбіталі, p-підрівень – трьох p-орбіталей, d-підрівень – п'яти d-орбіталей, а f-підрівень – з семи f-орбіталей. Оскільки, як уже було сказано, одна атомна орбіталь часто позначається однією квадратним осередком, то s-, p-, d- і f-підрівні можна графічно зобразити наступним чином:

Кожній орбіталі відповідає індивідуальний строго певний набір трьох квантових чисел n, l та m l .

Розподіл електронів за орбіталями називають електронною конфігурацією.

Заповнення атомних орбіталей електронами відбувається відповідно до трьох умов:

• Принцип мінімуму енергії: електрони заповнюють орбіталі, починаючи з підрівня з найменшою енергією. Послідовність підрівнів у порядку збільшення їх енергій виглядає так: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;

Для того, щоб простіше запам'ятати цю послідовність заповнення електронних підрівнів, дуже зручна наступна графічна ілюстрація:

• Принцип Паулі: на кожній орбіталі може бути не більше двох електронів.

Якщо на орбіталі знаходиться один електрон, то він називається неспареним, а якщо два, то їх називають електронною парою.

• Правило Хунда: найбільш стійкий стан атома є такий, при якому в межах одного підрівня атом має максимально можливе число неспарених електронів. Такий найбільш стійкий стан атома називається основним станом.

Фактично вищесказане означає те, що, наприклад, розміщення 1-го, 2-х, 3-х і 4-х електронів на трьох орбіталях p-підрівня здійснюватиметься таким чином:

Заповнення атомних орбіталей від водню, що має зарядове число 1 до криптону (Kr) з зарядовим числом 36 буде здійснюватися наступним чином:

Подібне зображення порядку заповнення атомних орбіталей називається енергетичною діаграмою. З електронних діаграм окремих елементів, можна записати їх звані електронні формули (конфігурації). Так, наприклад, елемент з 15 протонами і, як наслідок, 15 електронами, тобто. фосфор (P), матиме наступний вид енергетичної діаграми:

При переведенні в електронну формулу атома фосфору набуде вигляду:

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

Цифрами нормального розміру ліворуч від символу підрівня показано номер енергетичного рівня, а верхніми індексами праворуч від символу підрівня показано кількість електронів на відповідному підрівні.

Нижче наведені електронні формули перших 36 елементів періодичної системи Д.І. Менделєєва.

період	№ елемента	символ	назва	електронна формула
I	1	H	водень	1s 1
	2	He	гелій	1s 2
II	3	Li	літій	1s 2 2s 1
	4	Be	берилій	1s 2 2s 2
	5	B	бір	1s 2 2s 2 2p 1
	6	C	вуглець	1s 2 2s 2 2p 2
	7	N	азот	1s 2 2s 2 2p 3
	8	O	кисень	1s 2 2s 2 2p 4
	9	F	фтор	1s 2 2s 2 2p 5
	10	Ne	неон	1s 2 2s 2 2p 6
III	11	Na	натрій	1s 2 2s 2 2p 6 3s 1
	12	Mg	магній	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2
	13	Al	алюміній	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1
	14	Si	кремній	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2
	15	P	фосфор	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3
	16	S	сірка	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4
	17	Cl	хлор	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
	18	Ar	аргон	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6
IV	19	K	калій	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1
	20	Ca	кальцій	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2
	21	Sc	скандій	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1
	22	Ti	титан	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2
	23	V	ванадій	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3
	24	Cr	хром	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 тут спостерігається проскок одного електрона з sна dпідрівень
	25	Mn	марганець	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5
	26	Fe	залізо	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6
	27	Co	кобальт	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7
	28	Ni	нікель	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8
	29	Cu	мідь	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 тут спостерігається проскок одного електрона з sна dпідрівень
	30	Zn	цинк	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10
	31	Ga	галій	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1
	32	Ge	германій	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2
	33	As	миш'як	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3
	34	Se	селен	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4
	35	Br	бром	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5
	36	Kr	криптон	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6

Як було зазначено, переважно своєму стані електрони в атомних орбіталях розташовані відповідно до принципу найменшої енергії. Тим не менш, за наявності порожніх p-орбіталей в основному стані атома, нерідко при повідомленні йому надлишкової енергії атом можна перевести в так званий збуджений стан. Так, наприклад, атом бору в основному стані має електронну конфігурацію та енергетичну діаграму наступного виду:

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

На збудженому стані (*), тобто. при повідомленні деякої енергії атому бору, його електронна конфігурація та енергетична діаграма виглядатимуть так:

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

Залежно від цього, який підрівень в атомі заповнюється останнім, хімічні елементи ділять на s, p, d чи f.

Знаходження s, p, d та f-елементів у таблиці Д.І. Менделєєва:

• У s-елементів останній заповнений s-підрівень. До цих елементів відносяться елементи головних (ліворуч у осередку таблиці) підгруп I та II груп.
• p-елементів заповнюється p-підрівень. p-елементів відносять останні шість елементів кожного періоду, крім першого і сьомого, а також елементи головних підгруп III-VIII груп.
• d-Елементи розташовані між s- та p-елементами у великих періодах.
• f-Елементи називають лантаноїдами та актиноїдами. Вони винесені донизу таблиці Д.І. Менделєєва.

Періодична система елементів Менделєєва. Будова атома.

ПЕРІОДИЧНА СИСТЕМА ЕЛЕМЕНТІВ МЕНДЕЛЄЄВА - класифікація хім. елементів, створена русявий. вченим Д. І. Менделєєвим на основі відкритого ним (1869) періодич. закону.

Совр. формулювання періодич. закону: св-ва елементів (які у простих в-вах і сполуках) перебувають у периодич. залежність від заряду ядер їх атомів.

Заряд атомного ядра Z дорівнює атомному (порядковому) номеру хім. елемента П. с. е. М. Якщо розмістити всі елементи в порядку зростання Z. (водень Н, Z = 1; гелій Не, Z = 2; літій Li, Z == 3; берилій Be, Z = 4 і т. д.), то вони утворюють 7періодів. У кожному з цих періодів спостерігається закономірна зміна св-в елементів від першого елемента періоду (лужного металу) до останнього (шляхетного газу). Перший період містить 2 елементи, 2-й та 3-й – по 8 елементів, 4-й та 5-й – по 18, 6-й – 32. У 7-му періоді відомо 19 елементів. 2-й та 3-й періоди прийнято називати малими, всі наступні – великими. Якщо розташувати періоди як горизонтальних рядів, то получ. таблиці виявляться 8 вертик. стовпців; це групи елементів, аналогічних за своїми св-вам.

Св-ва елементів усередині груп також закономірно змінюються залежно від збільшення Z. Напр., групи Li - Na - До - Rb - Cs - Fr зростає хімічний. активність металу, посилюється осн. характер оксидів та гідроксидів.

З теорії будови атома випливає, що періодичність св-в елементів зумовлена ​​законами формування електронних оболонок навколо ядра. У міру збільшення Z елемента відбувається ускладнення атома - зростає кількість електронів, що оточують ядро, і настає момент, коли закінчується заповнення однієї електронної оболонки і починається формування наступної зовнішньої. У системі Менделєєва і збігається з початком нового періоду. Елементи з 1, 2, 3 і т. д. електронами в новій оболонці схожі по св-вам на ті елементи, які теж мали 1, 2, 3 і т. д. зовнішніх електрона, хоча число їх внутр. електронних оболонок було на одну (або на дек.) менше: Na схожий на Li (один зовніш. електрон), Mg - на Be (2 зовніш. електрона); А1 - на (3 внеш. електрона) і т. д. З положенням елемента в П. с. е. М. пов'язані його хім. та багато інших. фіз. св-ва.

Запропоновано безліч (бл. 1000) варіантів графіч. зображення П. с. е. М. Найбільш поширені 2 варіанти П. с. е. М. - коротка та довга таблиці; к.-л. Важливого різницю між ними немає. Додаток містить один з варіантів короткої таблиці. У таблиці номери періодів наведені у першій колонці (позначені арабськими цифрами 1 – 7). Номери груп позначені зверху римськими цифрами І – VIII. Кожна група поділяється на дві підгрупи – а і б. Сукупність елементів, очолюваних елементами малих періодів, іноді зв. головними підгрупами а-м і (Li очолює підгрупу лужних металів. F - галогенів, Не - інертних газів і т. д.). І тут інші підгрупи елементів великих періодів зв. побічними.

Елементи з Z = 58 - 71 завдяки особливій близькості будови їх атомів та подібності їх хім. св-в складають сімейство лантаноїдів, що входить в III групу, але для зручності, що міститься внизу таблиці. Елементи з Z = 90 - 103 з тих самих причин часто виділяють у сімейство актиноїдів. За ними слідують елемент із Z = 104 - курчатовий та елемент із Z = 105 (див. Нільсборій). У липні 1974 р. сов. фізики повідомили про відкриття елемента з Z = 106, а січні. 1976 - елемента з Z = 107. Пізніше синтезовані елементи з Z = 108 та 109. Ниж. кордон П. с. е. М. відома - вона задана воднем, тому що не може бути елемента із зарядом ядра менше одиниці. Питання ж про те, якою є верхня межа П. с. е. М., тобто до якого граничного значення може дійти мистецтв. синтез елементів, залишається невирішеним. (Тяжкі ядра нестійкі, тому америцій з Z = 95 і наступні елементи не виявляють у природі, а отримують у ядерних реакціях; проте в області більш далеких трансуранових елементів очікується поява т. зв. островів стійкості, зокрема для Z = 114.) мистецтв. синтез нових елементів періодич. закон та П. с. е. М. грають першорядну роль. Закон і система Менделєєва належать до найважливіших узагальнень природознавства, лежать в основі суч. вчення про будову в-ва.

Електронна будова атома.

У цьому та наступному параграфах розповідається про моделі електронної оболонки атома. Важливо розуміти, що йдеться саме про моделях. Реальні атоми, звичайно, складніші і ми поки що знаємо про них далеко не всі. Однак сучасна теоретична модель електронної будови атома дозволяє успішно пояснити і навіть передбачити багато властивостей хімічних елементів, тому широко використовується в природничих науках.

Спочатку розглянемо докладніше " планетарну " модель, яку запропонував М. Бор (рис. 2-3 в).

Рис. 2-3 ст. "Планетарна" модель Бора.

Датський фізик Н. Бор у 1913 році запропонував модель атома, в якій електрони-частинки обертаються навколо ядра атома приблизно так, як планети обертаються навколо Сонця. Бор припустив, що електрони в атомі можуть стійко існувати тільки на орбітах, віддалених від ядра на певні відстані. Ці орбіти він назвав стаціонарними. Поза стаціонарними орбітами електрон існувати не може. Чому це так, Бор на той час пояснити не міг. Але він показав, що така модель дозволяє пояснити багато експериментальних фактів (докладніше про це розповідається в параграфі 2.7).

Електронні орбіти моделі Бора позначаються цілими числами 1, 2, 3, … nпочинаючи від найближчого до ядра. Надалі ми називатимемо такі орбіти. рівнями. Для опису електронної будови атома водню достатньо лише рівнів. Але в складніших атомах, як з'ясувалося, рівні складаються з близьких по енергії підрівнів. Наприклад, 2-й рівень складається з двох підрівнів (2s та 2p). Третій рівень складається з 3-х підрівнів (3s, 3p та 3d), як показано на рис. 2-6. Четвертий рівень (він не помістився на малюнку) складається з підрівнів 4s, 4p, 4d, 4f. У параграфі 2.7 ми розповімо, звідки взялися саме такі назви підрівнів та про фізичні досліди, які дозволили "побачити" електронні рівні та підрівні в атомах.

Рис. 2-6. Модель Бору для атомів складніших, ніж атом водню. Малюнок зроблений не в масштабі - насправді підрівні одного рівня знаходяться набагато ближче один до одного.

В електронній оболонці будь-якого атома рівно стільки електронів, скільки протонів у його ядрі, тому атом загалом електронейтральний. Електрони в атомі заселяють найближчі до ядра рівні та підрівні, тому що в цьому випадку їхня енергія менша, ніж якби вони заселяли більш віддалені рівні. На кожному рівні та підрівні може міститися лише певна кількість електронів.

Підрівні, у свою чергу, складаються з однакових по енергії орбіталей(На рис. 2-6 вони не показані). Образно кажучи, якщо електронну хмару атома порівняти з містом чи вулицею, де "живуть" усі електрони даного атома, то рівень можна порівняти з будинком, підрівень - із квартирою, а орбіталь - із кімнатою для електронів. Усі орбіталі якогось підрівня мають однакову енергію. На s-підрівні лише одна "кімната"-орбіталь. На p-підрівні 3 орбіталі, на d-підрівні 5, а на f-підрівні - цілих 7 орбіталей. У кожній "кімнаті"-орбіталі можуть "жити" один або два електрони. Заборона електронам знаходитись більш ніж по двоє на одній орбіталі називають забороною Паулі- на ім'я вченого, який з'ясував цю важливу особливість будови атома. Кожен електрон в атомі має свою "адресу", яка записується набором чотирьох чисел, званих "квантовими". Про квантові числа буде докладно розказано в параграфі 2.7. Тут ми згадаємо лише про головне квантове число n(див. рис. 2-6), яке в "адресі" електрона вказує номер рівня, на якому цей електрон існує.

©2015-2019 сайт
Усі права належати їх авторам. Цей сайт не претендує на авторства, а надає безкоштовне використання.
Дата створення сторінки: 2016-08-20

Поняття «атом» знайоме людству ще з часів Стародавньої Греції. Згідно з висловом давніх філософів, атом є найдрібнішою частинкою, що входить до складу речовини.

Електронна будова атома

Атом складається з позитивно зарядженого ядра всередині якого знаходяться протони та нейтрони. Навколо ядра по орбітах рухаються електрони, кожен з яких можна охарактеризувати набором із чотирьох квантових чисел: головного (n), орбітального (l), магнітного (ml) і спинового (ms або s).

Головне квантове число визначає енергію електрона та розміри електронних хмар. Енергія електрона головним чином залежить від відстані електрона від ядра: чим ближче до ядра знаходиться електрон, тим менша його енергія. Інакше кажучи, головне квантове число визначає розташування електрона тому чи іншому енергетичному рівні (квантовом шарі). Головне квантове число має значення низки цілих чисел від 1 до нескінченності.

Орбітальне квантове число характеризує форму електронної хмари. Різна форма електронних хмар зумовлює зміну енергії електронів не більше одного енергетичного рівня, тобто. розщеплення її на енергетичні підрівні. Орбітальне квантове число може значення від нуля до (n-1), всього n значень. Енергетичні підрівні позначають літерами:

Магнітне квантове число показує орієнтацію орбіталі у просторі. Воно приймає будь-яке числове значення від (+l) до (-l), включаючи нуль. Число можливих значень магнітного квантового числа дорівнює (2l+1).

Електрон, рухаючись у полі ядра атома, крім орбітального моменту імпульсу має також власні моменти імпульсу, що характеризує його веретеноподібне обертання навколо своєї осі. Це властивості електрона отримало назву спина. Величину та орієнтацію спина характеризує спинове квантове число, яке може набувати значень (+1/2) та (-1/2). Позитивне та негативне значення спина пов'язані з його напрямком.

До того, як усе вищезгадане стало відомо і підтверджено експериментально існувало кілька моделей будови атома. Одна з перших моделей будови атома була запропонована Е. Резерфордом, який у дослідах з розсіювання α-часток показав, що майже вся маса атома зосереджена в дуже малому обсязі – позитивно зарядженому ядрі. Згідно з його моделлю, навколо ядра на досить великій відстані рухаються електрони, причому їх число таке, що в цілому атом електронейтральний.

Розвивати модель будови атома Резерфорда став М. Бор, який у своєму дослідженні також об'єднав вчення Ейнштейна про світлові кванти та квантову теорію випромінювання Планка. Завершили розпочате та представили світові сучасну модель будови атома хімічного елемента Луї де Бройль та Шредінгер.

Приклади розв'язання задач

ПРИКЛАД 1

Завдання	Вкажіть кількість протонів та нейтронів, які містяться в ядрах азоту (атомний номер 14), кремнію (атомний номер 28) та барію (атомний номер 137).
Рішення	Кількість протонів в ядрі атома хімічного елемента визначається за його порядковим номером у Періодичній таблиці, а кількість нейтронів – це різниця між масовим числом (М) та зарядом ядра (Z). Азот: n(N) = M -Z = 14-7 = 7. Кремній: n(Si) = M -Z = 28-14 = 14. Барій: n (Ba) = M-Z = 137-56 = 81.
Відповідь	Кількість протонів в ядрі азоту дорівнює 7, нейтронів – 7; в ядрі атомі кремені протонів 14, нейтронів - 14; в ядрі атомі барію протонів 56, нейтронів – 81.

ПРИКЛАД 2

Завдання	Розташуйте енергетичні підрівні у послідовності їх заповнення електронами: а) 3р, 3d, 4s, 4р; б) 4d , 5s, 5р, 6s; в) 4f , 5s , 6р; 4d , 6s; г) 5d, 6s, 6р, 7s, 4f .
Рішення	Енергетичні підрівні заповнюються електронами відповідно до правил Клечковського. Обов'язковою умовою є мінімальне значення суми головного та орбітального квантового чисел. Для s-підрівня характерне число 0, p - 1, d - 2 та f-3. Друга умова - першим заповнюється підрівень із найменшим значенням головного квантового числа.
Відповідь	а) Орбіталям 3р, 3d, 4s, 4р будуть відповідати числа 4, 5, 4 і 5. Отже заповнення електронами відбуватиметься у наступній послідовності: 3p, 4s, 3d, 4p. б) Орбіталям 4d , 5s, 5р, 6s будуть відповідати числа 7, 5, 6 та 6. Отже заповнення електронами відбуватиметься в наступній послідовності: 5s, 5p, 6s, 4d. в) Орбіталям 4f , 5s , 6р; 4d , 6s будуть відповідати числа 7, 5, 76 та 6. Отже заповнення електронами відбуватиметься в наступній послідовності: 5s, 4d , 6s, 4f, 6р. г) Орбіталям 5d, 6s, 6р, 7s, 4f будуть відповідати числа 7, 6, 7, 7 та 7. Отже заповнення електронами відбуватиметься в наступній послідовності: 6s, 4f, 5d, 6р, 7s.

Так як при хімічних реакціях ядра реагуючих атомів залишаються без змін (за винятком радіоактивних перетворень), то хімічні властивості атомів залежать від будови 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 ( Рис. 4.5).

Рис. 4.5. Схема підрозділу енергетичних рівнів на 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 чисел n, 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 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 ( Рис. 4.6).

Рис. 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 заряду 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 неметалевих. 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 системи елементи 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.

Розгляньмо, як побудований атом. Враховуйте, що мова вестиметься виключно про моделі. Насправді атоми є набагато складнішу структуру. Але завдяки сучасним розробкам ми 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, що ґрунтується на наукових фактах. До того ж, вона поклала основу сучасної тематичної термінології. У ній електрони-частинки виробляють обертальні рухи навколо атома за таким же 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 із звичайним життям. Електронну хмару атома можна порівняти з містом. Рівні – це вулиці. Підрівень - приватний будинок чи 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. 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 хвильовій теорії орбіталлю 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 ґрунтується на їх фундаментальній відмінності від звичайних фізичних тіл. У чому полягає? Класична механіка припускала, що може спостерігати явища, не впливаючи ними (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 розташування елементарної частинки, 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. 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, аніж фізичний реальний стан справ. 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 пошуку буде 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. Всі галогени, а найбільшою мірою фтор 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 практичній роботі з побудовою схем елементів необхідно 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 курсу хімії, звісно). І зрозуміти цю тему не важко. 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.