Elektroninė atomo struktūra c. Atominės sandaros pagrindai

APIBRĖŽIMAS

Atom– mažiausia cheminė dalelė.

Cheminių junginių įvairovę lemia skirtingi cheminių elementų atomų deriniai į molekules ir nemolekulines medžiagas. Atomo gebėjimą patekti į cheminius junginius, jo chemines ir fizines savybes lemia atomo sandara. Šiuo atžvilgiu chemijai itin svarbi vidinė atomo struktūra ir, visų pirma, jo elektroninio apvalkalo struktūra.

Atominės struktūros modeliai

pradžioje D. Daltonas atgaivino atomų teoriją, remdamasis iki tol žinomais pagrindiniais chemijos dėsniais (sudėtis pastovumu, daugybiniais santykiais ir ekvivalentais). Pirmieji eksperimentai buvo atlikti siekiant ištirti materijos struktūrą. Tačiau, nepaisant padarytų atradimų (to paties elemento atomai turi tas pačias savybes, o kitų elementų atomai – kitokias, buvo įvesta atominės masės sąvoka), atomas buvo laikomas nedaliamu.

Gavus eksperimentinių įrodymų (XIX a. pabaiga, XX a. pradžia) apie atomo sandaros sudėtingumą (fotoelektrinis efektas, katodas ir rentgeno spinduliai, radioaktyvumas), buvo nustatyta, kad atomą sudaro neigiamai ir teigiamai įkrautos dalelės, kurios sąveikauja su kiekviena. kitas.

Šie atradimai davė impulsą sukurti pirmuosius atominės struktūros modelius. Buvo pasiūlytas vienas pirmųjų modelių J. Tomsonas(1904 m.) (1 pav.): atomas buvo įsivaizduojamas kaip „teigiamos elektros jūra“ su joje svyruojančiais elektronais.

Po eksperimentų su α dalelėmis, 1911 m. Rutherfordas pasiūlė vadinamąjį planetinis modelis atominė struktūra (1 pav.), panaši į Saulės sistemos sandarą. Pagal planetinį modelį atomo centre yra labai mažas branduolys su krūviu Z e, kurio matmenys yra maždaug 1 000 000 kartų mažesni už paties atomo matmenis. Branduolys turi beveik visą atomo masę ir turi teigiamą krūvį. Elektronai aplink branduolį juda orbitomis, kurių skaičių lemia branduolio krūvis. Išorinė elektronų trajektorija lemia išorinius atomo matmenis. Atomo skersmuo yra 10 -8 cm, o branduolio skersmuo yra daug mažesnis -10 -12 cm.

Ryžiai. 1 Atominės struktūros modeliai pagal Thomson ir Rutherford

Atominių spektrų tyrimo eksperimentai parodė atomo struktūros planetinio modelio netobulumą, nes šis modelis prieštarauja atominių spektrų linijinei struktūrai. Remiantis Rutherfordo modeliu, Einšteino šviesos kvantų doktrina ir Plancko kvantine spinduliuotės teorija Nielsas Bohras (1913 m.) suformuluotas postulatai, kurį sudaro atomų sandaros teorija(2 pav.): elektronas gali suktis aplink branduolį ne bet kokiomis, o tik tam tikromis specifinėmis orbitomis (stacionariomis), judėdamas tokia orbita nespinduliuoja elektromagnetinės energijos, spinduliuotės (elektromagnetinės energijos kvanto absorbcijos ar emisijos). ) atsiranda perėjimo (panašaus į šuolį) elektrono iš vienos orbitos į kitą metu.

Ryžiai. 2. Atomo sandaros modelis pagal N. Bohrą

Sukaupta eksperimentinė medžiaga, apibūdinanti atomo sandarą, parodė, kad elektronų, kaip ir kitų mikroobjektų, savybės negali būti apibūdintos remiantis klasikinės mechanikos sampratomis. Mikrodalelės paklūsta kvantinės mechanikos dėsniams, kurie tapo kūrimo pagrindu modernus atominės struktūros modelis.

Pagrindinės kvantinės mechanikos tezės:

- energiją kūnai išskiria ir sugeria atskiromis porcijomis - kvantais, todėl dalelių energija staigiai keičiasi;

- elektronai ir kitos mikrodalelės turi dvejopą prigimtį – jos pasižymi ir dalelių, ir bangų savybėmis (bangų-dalelių dvilypumas);

— kvantinė mechanika neigia tam tikrų mikrodalelių orbitų buvimą (judančių elektronų padėties tiksliai nustatyti neįmanoma, nes jie juda erdvėje šalia branduolio, galima tik nustatyti tikimybę rasti elektroną skirtingose ​​erdvės dalyse).

Vadinama erdvė šalia branduolio, kurioje elektrono radimo tikimybė yra gana didelė (90%) orbitos.

Kvantiniai skaičiai. Pauliaus principas. Klečkovskio taisyklės

Elektrono būseną atome galima apibūdinti naudojant keturis kvantiniai skaičiai.

n– pagrindinis kvantinis skaičius. Apibūdina bendrą elektrono energijos atsargą atome ir energijos lygio skaičių. n įgyja sveikųjų skaičių reikšmes nuo 1 iki ∞. Elektronas turi mažiausią energiją, kai n=1; didėjant n – energijai. Atomo būsena, kai jo elektronai yra tokiame energijos lygyje, kad jų bendra energija yra minimali, vadinama pagrindine būsena. Būsenos su didesnėmis reikšmėmis vadinamos susijaudinusiomis. Energijos lygiai žymimi arabiškais skaitmenimis pagal n reikšmę. Elektronai gali būti išsidėstę septyniais lygiais, todėl n iš tikrųjų egzistuoja nuo 1 iki 7. Pagrindinis kvantinis skaičius lemia elektronų debesies dydį ir vidutinį elektrono spindulį atome.

l– orbitinis kvantinis skaičius. Apibūdinamas elektronų energijos rezervas polygyje ir orbitos forma (1 lentelė). Priima sveikųjų skaičių reikšmes nuo 0 iki n-1. Aš priklauso nuo n. Jei n=1, tai l=0, o tai reiškia, kad 1 lygyje yra 1 polygis.

m e– magnetinis kvantinis skaičius. Apibūdina orbitos orientaciją erdvėje. Priima sveikųjų skaičių reikšmes nuo –l iki 0 iki +l. Taigi, kai l=1 (p-orbitalė), m e įgyja reikšmes -1, 0, 1, o orbitalės orientacija gali būti skirtinga (3 pav.).

Ryžiai. 3. Viena iš galimų p-orbitalės orientacijų erdvėje

s– sukimosi kvantinis skaičius. Apibūdina paties elektrono sukimąsi aplink savo ašį. Priima reikšmes -1/2(↓) ir +1/2(). Du elektronai toje pačioje orbitoje turi antilygiagrečius sukinius.

Nustatoma elektronų būsena atomuose Pauli principas: atomas negali turėti dviejų elektronų, turinčių tą patį visų kvantinių skaičių rinkinį. Nustatyta orbitalių užpildymo elektronais seka Klečkovskio taisyklės: orbitalės užpildomos elektronais šių orbitalių sumos (n+l) didėjimo tvarka, jei suma (n+l) yra vienoda, tai pirmiausia užpildoma mažesnės n reikšmės orbitalė.

Tačiau atome dažniausiai yra ne vienas, o keli elektronai, o norint atsižvelgti į jų tarpusavio sąveiką, naudojama efektyvaus branduolinio krūvio sąvoka – išoriniame lygyje elektroną veikia mažesnis už krūvį krūvis. branduolio, ko pasekoje vidiniai elektronai ekranuoja išorinius.

Pagrindinės atomo charakteristikos: atomo spindulys (kovalentinis, metalinis, van der Waals, joninis), elektronų afinitetas, jonizacijos potencialas, magnetinis momentas.

Elektroninės atomų formulės

Visi atomo elektronai sudaro jo elektroninį apvalkalą. Pavaizduota elektronų apvalkalo struktūra elektroninė formulė, kuris parodo elektronų pasiskirstymą energijos lygiuose ir polygiuose. Elektronų skaičius polygyje nurodomas skaičiumi, kuris rašomas polygį nurodančios raidės viršuje, dešinėje. Pavyzdžiui, vandenilio atomas turi vieną elektroną, kuris yra 1-ojo energijos lygio s polygyje: 1s 1. Elektroninė helio formulė, kurioje yra du elektronai, parašyta taip: 1s 2.

Antrojo periodo elementams elektronai užpildo 2-ąjį energijos lygį, kuriame gali būti ne daugiau kaip 8 elektronai. Pirma, elektronai užpildo s polygį, tada p polygį. Pavyzdžiui:

5 B 1s 2 2s 2 2p 1

Ryšys tarp atomo elektroninės struktūros ir elemento padėties periodinėje lentelėje

Elektroninė elemento formulė nustatoma pagal jo vietą periodinėje lentelėje D.I. Mendelejevas. Taigi, periodo skaičius atitinka In antrojo periodo elementus, elektronai užpildo 2-ąjį energijos lygį, kuriame gali būti ne daugiau kaip 8 elektronai. Pirma, elektronai užpildo Antrojo periodo elementuose elektronai užpildo 2-ąjį energijos lygį, kuriame gali būti ne daugiau kaip 8 elektronai. Pirma, elektronai užpildo s polygį, tada p polygį. Pavyzdžiui:

5 B 1s 2 2s 2 2p 1

Kai kurių elementų atomuose stebimas elektronų „šuolis“ iš išorinio energijos lygio į priešpaskutinį. Elektronų nutekėjimas vyksta vario, chromo, paladžio ir kai kurių kitų elementų atomuose. Pavyzdžiui:

24 kr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1

energijos lygis, kuriame gali būti ne daugiau kaip 8 elektronai. Pirma, elektronai užpildo s polygį, tada p polygį. Pavyzdžiui:

5 B 1s 2 2s 2 2p 1

Pagrindinių pogrupių elementų grupės skaičius yra lygus elektronų skaičiui išoriniame energijos lygyje. Tokie elektronai vadinami valentiniais elektronais (jie dalyvauja formuojant cheminį ryšį). Šoninių pogrupių elementų valentiniai elektronai gali būti išorinio energijos lygio ir priešpaskutinio lygio d polygio elektronai. Antrinių pogrupių III-VII grupių elementų grupinis skaičius, taip pat Fe, Ru, Os, atitinka bendrą elektronų skaičių išorinio energijos lygio s-polygyje ir priešpaskutinio lygio d-polygyje.

Užduotys:

Nubraižykite elektronines fosforo, rubidžio ir cirkonio atomų formules. Nurodykite valentinius elektronus.

Atsakymas:

15 P 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 Valentiniai elektronai 3s 2 3p 3

37 Rb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 5s 1 Valentiniai elektronai 5s 1

40 Zr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 2 5s 2 Valentiniai elektronai 4d 2 5s 2

Pamoka skirta idėjų apie sudėtingą atomo struktūrą formavimui. Nagrinėjama elektronų būsena atome, supažindinama su „atominės orbitalės ir elektronų debesies“ sąvokomis, supažindinama su orbitalių (s--, p-, d-orbitalių) formomis. Taip pat yra tokie aspektai kaip maksimalus elektronų skaičius energijos lygiuose ir polygiuose, elektronų pasiskirstymas energijos lygiuose ir polygiuose pirmųjų keturių periodų elementų atomuose ir s-, p- ir d-elementų valentiniai elektronai. laikomas. Pateikta atomų elektroninių sluoksnių sandaros grafinė schema (elektroninė grafinė formulė).

Tema: Atomo sandara. Periodinė teisė D.I. Mendelejevas

Pamoka: Atominė sandara

Iš graikų kalbos išverstas žodis " atomas" reiškia „nedalomas“. Tačiau buvo atrasti reiškiniai, rodantys jos padalijimo galimybę. Tai rentgeno spindulių emisija, katodinių spindulių emisija, fotoelektrinio efekto reiškinys, radioaktyvumo reiškinys. Elektronai, protonai ir neutronai yra dalelės, sudarančios atomą. Jie vadinami subatominės dalelės.

Lentelė 1

Be protonų, daugumos atomų branduoliai apima neutronų, kurios neapmokestinamos. Kaip matyti iš lentelės. 1, neutrono masė praktiškai nesiskiria nuo protono masės. Protonai ir neutronai sudaro atomo branduolį ir yra vadinami nukleonai (branduolys – branduolys). Jų krūviai ir masės atominės masės vienetais (amu) pateikti 1 lentelėje. Skaičiuojant atomo masę, elektrono masės galima nepaisyti.

Atominė masė ( masės skaičius) lygi protonų ir neutronų, sudarančių jo branduolį, masių sumai. Masės skaičius nurodomas raide A. Iš šio dydžio pavadinimo aišku, kad jis glaudžiai susijęs su elemento atomine mase, suapvalinta iki artimiausio sveikojo skaičiaus. A = Z + N

Čia A- atomo masės skaičius (protonų ir neutronų suma), Z- branduolio krūvis (protonų skaičius branduolyje), N- neutronų skaičius branduolyje. Pagal izotopų doktriną „cheminio elemento“ sąvoką galima apibrėžti taip:

Cheminis elementas yra atomų, turinčių tą patį branduolinį krūvį, rinkinys.

Kai kurie elementai egzistuoja kelių pavidalu izotopų. „Izotopai“ reiškia „užima tą pačią vietą“. Izotopai turi tą patį protonų skaičių, tačiau skiriasi masė, tai yra, neutronų skaičius branduolyje (skaičius N). Kadangi neutronai mažai veikia chemines elementų savybes, visi to paties elemento izotopai chemiškai nesiskiria.

Izotopai yra to paties cheminio elemento atomų atmainos, turinčios tą patį branduolio krūvį (ty tą patį protonų skaičių), bet skirtingą neutronų skaičių branduolyje.

Izotopai vienas nuo kito skiriasi tik masės skaičiumi. Tai rodo viršutinis indeksas dešiniajame kampe arba eilutė: 12 C arba S-12 . Jei elemente yra keli natūralūs izotopai, tai periodinėje lentelėje D.I. Nurodoma vidutinė Mendelejevo atominė masė, atsižvelgiant į jos gausą. Pavyzdžiui, chloras turi 2 natūralius izotopus 35 Cl ir 37 Cl, kurių kiekis yra atitinkamai 75 % ir 25 %. Taigi chloro atominė masė bus lygi:

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

Sunkiesiems dirbtinai susintetintiems atomams viena atominės masės reikšmė pateikiama laužtiniuose skliaustuose. Tai yra stabiliausio tam tikro elemento izotopo atominė masė.

Pagrindiniai atomų sandaros modeliai

Istoriškai pirmasis buvo Thomsono atomo modelis 1897 m.

Ryžiai. 1. J. Tomsono atomo sandaros modelis

Anglų fizikas J. J. Thomsonas pasiūlė, kad atomai susideda iš teigiamai įkrautos sferos, kurioje yra įterpti elektronai (1 pav.). Šis modelis perkeltine prasme vadinamas „slyvų pudingu“, bandele su razinomis (kur „razinos“ yra elektronai) arba „arbūzu“ su „sėklomis“ – elektronais. Tačiau šio modelio atsisakyta, nes buvo gauti jam prieštaraujantys eksperimentiniai duomenys.

Ryžiai. 2. E. Rutherfordo atomo sandaros modelis

1910 m. anglų fizikas Ernstas Rutherfordas ir jo mokiniai Geigeris ir Marsdenas atliko eksperimentą, kuris davė įspūdingų rezultatų, nepaaiškinamų Thomsono modelio požiūriu. Ernstas Rutherfordas eksperimentiškai įrodė, kad atomo centre yra teigiamai įkrautas branduolys (2 pav.), aplink kurį, kaip ir planetos aplink Saulę, sukasi elektronai. Atomas kaip visuma yra elektriškai neutralus, o elektronai laikomi atome dėl elektrostatinės traukos jėgų (Kulono jėgų). Šis modelis turėjo daug prieštaravimų ir, svarbiausia, nepaaiškino, kodėl elektronai nekrenta ant branduolio, taip pat energijos sugerties ir išskyrimo iš jo galimybės.

Danų fizikas N. Bohras 1913 m., remdamasis Rutherfordo atominiu modeliu, pasiūlė atomo modelį, kuriame elektronų dalelės sukasi aplink atomo branduolį maždaug taip pat, kaip planetos sukasi aplink Saulę.

Ryžiai. 3. N. Bohro planetinis modelis

Bohras pasiūlė, kad elektronai atome gali stabiliai egzistuoti tik orbitose, pašalintose iš branduolio griežtai tam tikrais atstumais. Jis šias orbitas pavadino stacionariomis. Už stacionarių orbitų elektronas negali egzistuoti. Kodėl taip buvo, Bohras tuo metu negalėjo paaiškinti. Bet jis parodė, kad toks modelis (3 pav.) leidžia paaiškinti daugybę eksperimentinių faktų.

Šiuo metu jis naudojamas atomo struktūrai apibūdinti Kvantinė mechanika. Tai mokslas, kurio pagrindinis aspektas yra tai, kad elektronas vienu metu turi dalelės ir bangos savybes, t.y. bangos ir dalelės dvilypumą. Pagal kvantinę mechaniką, vadinama erdvės sritis, kurioje elektrono radimo tikimybė yra didžiausiaorbitos. Kuo toliau nuo branduolio yra elektronas, tuo mažesnė jo sąveikos su branduoliu energija. Susiformuoja panašios energijos elektronai energijos lygis. Energijos lygių skaičius lygus laikotarpio numeris, kuriame šis elementas yra lentelėje D.I. Mendelejevas. Yra įvairių formų atominių orbitalių. (4 pav.). D ir f orbitalė turi sudėtingesnę formą.

Ryžiai. 4. Atominių orbitalių formos

Bet kurio atomo elektronų apvalkale yra lygiai tiek elektronų, kiek jo branduolyje yra protonų, todėl visas atomas yra elektriškai neutralus. Elektronai atome yra išdėstyti taip, kad jų energija būtų minimali. Kuo toliau elektronas yra nuo branduolio, tuo daugiau orbitų yra ir tuo sudėtingesnė jų forma. Kiekviename lygyje ir polygyje gali būti tik tam tikras elektronų skaičius. Polygiai, savo ruožtu, susideda iš vienodos energijos orbitalės.

Pirmajame energijos lygyje, arčiausiai branduolio, gali egzistuoti viena sferinė orbita ( 1 s). Antrame energijos lygmenyje yra sferinė, didelė orbitalė ir trys p-orbitalės: 2 s2 ppp. Trečiame lygyje: 3 s3 ppp3 ddddd.

Be judėjimo aplink branduolį, elektronai taip pat turi judėjimą, kuris gali būti laikomas jų judėjimu aplink savo ašį. Šis sukimasis vadinamas sukti ( juostoje iš anglų kalbos "suklys"). Vienoje orbitoje gali būti tik du elektronai su priešingais (antilygiagrečiais) sukiniais.

Maksimalus elektronų skaičius vienam energijos lygis nustatoma pagal formulę N=2 n 2.

Kur n yra pagrindinis kvantinis skaičius (energijos lygio skaičius). Žiūrėti lentelę. 2

Lentelė 2

Priklausomai nuo to, kurioje orbitoje yra paskutinis elektronas, yra s-, p-, d- elementai. Pagrindinių pogrupių elementai yra susiję su s-, p- elementai. Antriniuose pogrupiuose yra d- elementai

Atomų elektroninių sluoksnių sandaros grafinė diagrama (elektroninė grafinė formulė).

Elektroninė konfigūracija naudojama apibūdinti elektronų išsidėstymą atominėse orbitose. Norėdami jį parašyti, orbitos rašomos eilutėje simboliais ( s--, p-, d-,f-orbitalės), o prieš juos yra skaičiai, nurodantys energijos lygio skaičių. Kuo didesnis skaičius, tuo toliau elektronas yra nuo branduolio. Didžiąja raide virš orbitos žymėjimo rašomas elektronų, esančių tam tikroje orbitoje, skaičius (5 pav.).

Ryžiai. 5

Grafiškai elektronų pasiskirstymas atominėse orbitose gali būti pavaizduotas ląstelių pavidalu. Kiekviena ląstelė atitinka vieną orbitą. P-orbitalei tokios ląstelės bus trys, d-orbitalei - penkios, f-orbitalei - septynios. Vienoje ląstelėje gali būti 1 arba 2 elektronai. Pagal Hundo taisyklė, elektronai pasiskirsto vienodos energijos orbitalėse (pavyzdžiui, trijose p-orbitalėse) pirmiausia po vieną ir tik tada, kai kiekvienoje tokioje orbitalėje jau yra vienas elektronas, prasideda šių orbitalių užpildymas antraisiais elektronais. Tokie elektronai vadinami suporuotas. Tai paaiškinama tuo, kad kaimyninėse ląstelėse elektronai vienas kitą atstumia mažiau, kaip panašiai įkrautos dalelės.

Žr. pav. 6 7 N atomui.

Ryžiai. 6

Elektroninė skandžio atomo konfigūracija

21 Sc: 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 3 d 1

Elektronai išoriniame energijos lygyje vadinami valentiniais elektronais. 21 Sc nurodo d- elementai.

Apibendrinant pamoką

Pamokoje buvo nagrinėjama atomo sandara, elektronų būsena atome ir pristatyta „atominės orbitos ir elektronų debesies“ sąvoka. Mokiniai sužinojo, kokia yra orbitų forma ( s-, p-, d-orbitalės), koks yra didžiausias elektronų skaičius energijos lygiuose ir polygiuose, elektronų pasiskirstymas energijos lygiuose, koks yra s-, p- Ir d- elementai. Pateikta atomų elektroninių sluoksnių sandaros grafinė schema (elektroninė grafinė formulė).

Bibliografija

1. Rudzitis G.E. Chemija. Bendrosios chemijos pagrindai. 11 klasė: vadovėlis bendrojo ugdymo įstaigoms: pagrindinis lygis / G.E. Rudzitis, F.G. Feldmanas. – 14 leidimas. - M.: Švietimas, 2012 m.

2. Popel P.P. Chemija: 8 klasė: vadovėlis bendrojo ugdymo įstaigoms / P.P. Popelis, L.S. Krivlya. - K.: IC "Akademija", 2008. - 240 p.: iliustr.

3. A.V. Manuilovas, V.I. Rodionovas. Chemijos pagrindai. Internetinis vadovėlis.

Namų darbai

1. Nr.5-7 (p. 22) Rudzitis G.E. Chemija. Bendrosios chemijos pagrindai. 11 klasė: vadovėlis bendrojo ugdymo įstaigoms: pagrindinis lygis / G.E. Rudzitis, F.G. Feldmanas. – 14 leidimas. - M.: Švietimas, 2012 m.

2. Parašykite elektronines formules šiems elementams: 6 C, 12 Mg, 16 S, 21 Sc.

3. Elementai turi tokias elektronines formules: a) 1s 2 2s 2 2p 4.b) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1. c) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2. Kokie tai elementai?

Atomo sudėtis.

Atomas sudarytas iš atomo branduolys Ir elektronų apvalkalas.

Atomo branduolys susideda iš protonų ( p+) ir neutronus ( n 0). Dauguma vandenilio atomų turi branduolį, sudarytą iš vieno protono.

Protonų skaičius N(p+) yra lygus branduoliniam krūviui ( Z) ir elemento eilės numerį natūralioje elementų serijoje (ir periodinėje elementų lentelėje).

N(p +) = Z

Neutronų suma N(n 0), žymimas tiesiog raide N, ir protonų skaičius Z paskambino masės skaičius ir yra pažymėtas raide A.

A = Z + N

Atomo elektronų apvalkalas susideda iš elektronų, judančių aplink branduolį ( e -).

Elektronų skaičius N(e-) neutralaus atomo elektronų apvalkale yra lygus protonų skaičiui Z jos esme.

Protono masė apytiksliai lygi neutrono masei ir 1840 kartų didesnė už elektrono masę, taigi atomo masė beveik lygi branduolio masei.

Atomo forma yra sferinė. Branduolio spindulys yra maždaug 100 000 kartų mažesnis už atomo spindulį.

Cheminis elementas- atomų tipas (atomų rinkinys), turintis tą patį branduolio krūvį (su tuo pačiu protonų skaičiumi branduolyje).

Izotopas- to paties elemento atomų rinkinys, turintis tą patį neutronų skaičių branduolyje (arba atomo tipas, kurio branduolyje yra tiek pat protonų ir tiek pat neutronų).

Skirtingi izotopai skiriasi vienas nuo kito neutronų skaičiumi savo atomų branduoliuose.

Atskiro atomo ar izotopo žymėjimas: (E – elemento simbolis), pvz.: .

Atomo elektroninio apvalkalo sandara

Atominė orbita- elektrono būsena atome. Orbitos simbolis yra . Kiekviena orbita turi atitinkamą elektronų debesį.

Tikrų atomų orbitalės pagrindinėje (nesužadintos) būsenoje yra keturių tipų: s, p, d Ir f.

Elektroninis debesis- erdvės dalis, kurioje 90 (ar daugiau) procentų tikimybe galima rasti elektroną.

Pastaba: kartais sąvokos „atominė orbita“ ir „elektronų debesis“ neskiriamos, abi vadinamos „atominėmis orbita“.

Atomo elektronų apvalkalas yra sluoksniuotas. Elektroninis sluoksnis susidarė tokio pat dydžio elektronų debesys. Susidaro vieno sluoksnio orbitos elektroninis („energijos“) lygis, jų energija yra tokia pati vandenilio atomui, bet kitokia kitų atomų.

To paties tipo orbitos sugrupuojamos į elektroninė (energetinė) polygiai:
s-polygis (sudaro vienas s-orbitalės), simbolis - .
p- polygis (sudaro trys p
d- polygis (susideda iš penkių d-orbitalės), simbolis - .
f- polygis (sudarytas iš septynių f-orbitalės), simbolis - .

To paties polygio orbitų energijos yra vienodos.

Nurodant polygius, prie polygio simbolio pridedamas sluoksnio (elektroninio lygio) numeris, pvz.: 2 s, 3p, 5d reiškia s- antrojo lygio žemesnio lygio, p- trečiojo lygio polygis, d-penktojo lygio polygis.

Bendras polygių skaičius viename lygyje yra lygus lygio skaičiui n. Bendras orbitų skaičius viename lygyje yra lygus n 2. Atitinkamai bendras debesų skaičius viename sluoksnyje taip pat lygus n 2 .

Pavadinimai: - laisva orbita (be elektronų), - orbitalė su nesuporuotu elektronu, - orbitalė su elektronų pora (su dviem elektronais).

Eiliškumą, kuriuo elektronai užpildo atomo orbitales, lemia trys gamtos dėsniai (formuluotės pateiktos supaprastintai):

1. Mažiausios energijos principas – elektronai užpildo orbitales orbitalių energijos didėjimo tvarka.

2. Pauli principas – vienoje orbitoje negali būti daugiau nei du elektronai.

3. Hundo taisyklė – polygio viduje elektronai pirmiausia užpildo tuščias orbitales (po vieną), o tik po to sudaro elektronų poras.

Bendras elektronų skaičius elektroniniame lygmenyje (arba elektronų sluoksnyje) yra 2 n 2 .

Polygių pasiskirstymas pagal energiją išreiškiamas taip (energijos didėjimo tvarka):

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p ...

Ši seka aiškiai išreikšta energijos diagrama:

Atomo elektronų pasiskirstymas lygiuose, polygiuose ir orbitose (elektroninė atomo konfigūracija) gali būti pavaizduota kaip elektronų formulė, energijos diagrama arba, paprasčiau tariant, kaip elektronų sluoksnių diagrama ("elektronų diagrama").

Atomų elektroninės struktūros pavyzdžiai:

Valentinių elektronų- atomo elektronai, galintys dalyvauti formuojant cheminius ryšius. Bet kurio atomo atveju tai yra visi išoriniai elektronai ir tie prieš išoriniai elektronai, kurių energija yra didesnė nei išorinių. Pavyzdžiui: Ca atomas turi 4 išorinius elektronus s 2, jie taip pat yra valentiniai; Fe atomas turi 4 išorinius elektronus s 2, bet jis turi 3 d 6, todėl geležies atomas turi 8 valentinius elektronus. Kalcio atomo valentinė elektroninė formulė yra 4 s 2, o geležies atomai - 4 s 2 3d 6 .

D. I. Mendelejevo cheminių elementų periodinė lentelė
(natūrali cheminių elementų sistema)

Periodinis cheminių elementų dėsnis(šiuolaikinė formuluotė): cheminių elementų, taip pat jų suformuotų paprastų ir sudėtingų medžiagų savybės periodiškai priklauso nuo atomo branduolių krūvio vertės.

Periodinė elementų lentelė- periodinio dėsnio grafinė išraiška.

Natūrali cheminių elementų serija- cheminių elementų serija, išdėstyta pagal didėjantį protonų skaičių jų atomų branduoliuose arba, kas yra tas pats, pagal didėjančius šių atomų branduolių krūvius. Šios serijos elemento atominis skaičius yra lygus protonų skaičiui bet kurio šio elemento atomo branduolyje.

Cheminių elementų lentelė sudaryta „supjaustant“ natūralią cheminių elementų seriją laikotarpiais(horizontalios lentelės eilutės) ir panašios elektroninės atomų struktūros elementų grupės (vertikalios lentelės stulpeliai).

Atsižvelgiant į tai, kaip sujungiate elementus į grupes, lentelė gali būti ilgas laikotarpis(elementai, turintys tą patį valentinių elektronų skaičių ir tipą, renkami į grupes) ir trumpas laikotarpis(elementai su vienodu valentinių elektronų skaičiumi surenkami į grupes).

Trumpo laikotarpio lentelių grupės suskirstytos į pogrupius ( pagrindinis Ir pusėje), sutampa su ilgojo laikotarpio lentelės grupėmis.

Visi to paties periodo elementų atomai turi vienodą elektronų sluoksnių skaičių, lygų periodo skaičiui.

Elementų skaičius laikotarpiais: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Dauguma aštuntojo laikotarpio elementų buvo gauti dirbtinai, paskutiniai šio laikotarpio elementai dar nėra susintetinti. Visi laikotarpiai, išskyrus pirmąjį, prasideda šarminį metalą formuojančiu elementu (Li, Na, K ir kt.) ir baigiasi tauriąsias dujas formuojančiu elementu (He, Ne, Ar, Kr ir kt.).

Trumpojo laikotarpio lentelėje yra aštuonios grupės, kurių kiekviena suskirstyta į du pogrupius (pagrindinį ir antrinį), ilgojo laikotarpio lentelėje yra šešiolika grupių, kurios sunumeruotos romėniškais skaitmenimis raidėmis A arba B, pavyzdys: IA, IIIB, VIA, VIIB. Ilgojo laikotarpio lentelės IA grupė atitinka pagrindinį trumpojo laikotarpio lentelės pirmosios grupės pogrupį; VIIB grupė – antrinis septintos grupės pogrupis: likusieji – panašiai.

Cheminių elementų savybės natūraliai kinta grupėmis ir periodais.

Laikotarpiais (su didėjančiu serijos numeriu)

• branduolinis krūvis didėja
• išorinių elektronų skaičius didėja,
• atomų spindulys mažėja,
• didėja ryšio tarp elektronų ir branduolio stiprumas (jonizacijos energija),
• didėja elektronegatyvumas,
• sustiprėja paprastų medžiagų oksidacinės savybės ("nemetališkumas"),
• susilpnėja paprastų medžiagų redukcinės savybės ("metališkumas"),
• susilpnina pagrindines hidroksidų ir atitinkamų oksidų savybes,
• padidėja hidroksidų ir atitinkamų oksidų rūgštingumas.

Grupėse (su didėjančiu serijos numeriu)

• branduolinis krūvis didėja
• didėja atomų spindulys (tik A grupėse),
• mažėja ryšio tarp elektronų ir branduolio stiprumas (jonizacijos energija; tik A grupėse),
• elektronegatyvumas mažėja (tik A grupėse),
• susilpnėja paprastų medžiagų oksidacinės savybės ("nemetališkumas"; tik A grupėse),
• pagerinamos paprastų medžiagų redukuojančios savybės ("metališkumas"; tik A grupėse),
• padidėja pagrindinė hidroksidų ir atitinkamų oksidų savybė (tik A grupėse),
• silpnina hidroksidų ir atitinkamų oksidų rūgštingumą (tik A grupėse),
• mažėja vandenilio junginių stabilumas (didėja jų redukcinis aktyvumas; tik A grupėse).

Užduotys ir testai tema "9 tema. "Atomo sandara. D. I. Mendelejevo (PSHE) periodinis dėsnis ir periodinė cheminių elementų sistema.

• Periodinis įstatymas - Periodinis dėsnis ir atomų sandara 8–9 klasės
  Turite žinoti: orbitalių užpildymo elektronais dėsnius (mažiausios energijos principas, Paulio principas, Hundo taisyklė), periodinės elementų lentelės sandarą.

  Turite mokėti: nustatyti atomo sudėtį pagal elemento padėtį periodinėje lentelėje ir, atvirkščiai, rasti elementą periodinėje sistemoje, žinodami jo sudėtį; pavaizduoti struktūros schemą, atomo, jono elektroninę konfigūraciją ir, atvirkščiai, pagal diagramą ir elektroninę konfigūraciją nustatyti cheminio elemento padėtį PSCE; apibūdinti elementą ir jo sudaromas medžiagas pagal jo vietą PSCE; nustato atomų spindulio, cheminių elementų ir jų susidarančių medžiagų savybių pokyčius per vieną periodą ir vieną pagrindinį periodinės sistemos pogrupį.

  1 pavyzdys. Nustatykite orbitų skaičių trečiajame elektronų lygyje. Kas yra šios orbitos?
  Norėdami nustatyti orbitų skaičių, naudojame formulę N orbitalės = n 2 kur n- lygio numeris. N orbitalės = 3 2 = 9. Vienas 3 s-, trys 3 p- ir penki 3 d- orbitos.

  2 pavyzdys. Nustatykite, kurio elemento atomo elektroninė formulė 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 .
  Norėdami nustatyti, koks tai elementas, turite sužinoti jo atominį skaičių, kuris yra lygus bendram atomo elektronų skaičiui. Šiuo atveju: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Tai aliuminis.

  Įsitikinę, kad viską, ko reikia, išmokote, pereikite prie užduočių atlikimo. Linkime sėkmės.

  
  Rekomenduojama literatūra:
  • O. S. Gabrielyan ir kt. Chemija 11 kl. M., Bustard, 2002;
  • G. E. Rudzitis, F. G. Feldmanas. Chemija 11 klasė. M., Išsilavinimas, 2001 m.

Elektronai

Atomo sąvoka atsirado senovės pasaulyje, kad būtų apibūdintos medžiagos dalelės. Išvertus iš graikų kalbos, atomas reiškia „nedalomas“.

Airių fizikas Stoney, remdamasis eksperimentais, padarė išvadą, kad elektrą perduoda mažiausios dalelės, esančios visų cheminių elementų atomuose. 1891 m. Stoney pasiūlė šias daleles pavadinti elektronais, o tai graikiškai reiškia „gintaras“. Praėjus keleriems metams po to, kai elektronas gavo savo pavadinimą, anglų fizikas Josephas Thomsonas ir prancūzų fizikas Jeanas Perrinas įrodė, kad elektronai turi neigiamą krūvį. Tai mažiausias neigiamas krūvis, kuris chemijoje laikomas vienu (-1). Tomsonui netgi pavyko nustatyti elektrono greitį (elektrono greitis orbitoje yra atvirkščiai proporcingas orbitos skaičiui n. Orbitų spinduliai didėja proporcingai orbitos skaičiaus kvadratui. Pirmoje orbitoje vandenilio atomo (n=1; Z=1) greitis ≈ 2,2·106 m/s, tai yra apie šimtą kartų mažesnis už šviesos greitį c = 3·108 m/s) ir elektrono masę (tai beveik 2000 kartų mažesnė už vandenilio atomo masę).

Elektronų būsena atome

Elektrono būsena atome suprantama kaip informacijos apie konkretaus elektrono energiją ir erdvę, kurioje jis yra, rinkinys. Elektronas atome neturi judėjimo trajektorijos, t.y. galime kalbėti tik apie tai tikimybė jį rasti erdvėje aplink branduolį.

Jis gali būti bet kurioje šios erdvės dalyje, supančioje branduolį, o įvairių jo padėčių visuma yra laikoma elektronų debesimi, turinčiu tam tikrą neigiamo krūvio tankį. Vaizdžiai tai galima įsivaizduoti taip: jei būtų įmanoma nufotografuoti elektrono padėtį atome po šimtųjų ar milijoninių sekundės dalių, kaip fotoapdailoje, tai elektronas tokiose nuotraukose būtų vaizduojamas taškais. Jei būtų uždėta daugybė tokių nuotraukų, paveikslėlyje būtų didžiausias tankis elektronų debesis ten, kur šių taškų būtų daugiausia.

Erdvė aplink atomo branduolį, kurioje greičiausiai randamas elektronas, vadinama orbitale. Jame yra maždaug 90% elektroninis debesis, o tai reiškia, kad apie 90 % laiko elektronas būna šioje erdvės dalyje. Jie išsiskiria forma 4 šiuo metu žinomi orbitų tipai, kurie žymimi lotyniškai raidės s, p, d ir f. Kai kurių elektronų orbitalių formų grafinis vaizdas pateiktas paveikslėlyje.

Svarbiausia elektrono judėjimo tam tikroje orbitoje charakteristika yra jo ryšio su branduoliu energija. Elektronai, turintys panašias energijos vertes, sudaro vieną elektronų sluoksnį arba energijos lygį. Energijos lygiai numeruojami pradedant nuo branduolio – 1, 2, 3, 4, 5, 6 ir 7.

Sveikasis skaičius n, nurodantis energijos lygio skaičių, vadinamas pagrindiniu kvantiniu skaičiumi. Jis apibūdina elektronų, užimančių tam tikrą energijos lygį, energiją. Pirmojo energijos lygio elektronai, esantys arčiausiai branduolio, turi mažiausią energiją. Palyginti su pirmojo lygio elektronais, tolesnių lygių elektronai pasižymės dideliu energijos tiekimu. Vadinasi, išorinio lygio elektronai mažiausiai glaudžiai surišti su atomo branduoliu.

Didžiausias elektronų skaičius energijos lygyje nustatomas pagal formulę:

N = 2n2,

kur N yra didžiausias elektronų skaičius; n yra lygio skaičius arba pagrindinis kvantinis skaičius. Vadinasi, pirmame arčiausiai branduolio esančiame energijos lygyje gali būti ne daugiau kaip du elektronai; antroje - ne daugiau kaip 8; trečioje - ne daugiau kaip 18; ketvirtą - ne daugiau kaip 32.

Pradedant nuo antrojo energijos lygio (n = 2), kiekvienas lygis yra padalintas į polygius (posluoksnius), kurie vienas nuo kito šiek tiek skiriasi rišimo energija su branduoliu. Polygių skaičius yra lygus pagrindinio kvantinio skaičiaus reikšmei: pirmasis energijos lygis turi vieną polygį; antrasis - du; trečias - trys; ketvirtas – keturi polygiai. Polygius savo ruožtu sudaro orbitos. Kiekviena vertėn atitinka orbitalių skaičių, lygų n.

Polygiai paprastai žymimi lotyniškomis raidėmis, taip pat orbitalių, iš kurių jie susideda, forma: s, p, d, f.

Protonai ir neutronai

Bet kurio cheminio elemento atomas yra panašus į mažą saulės sistemą. Todėl šis E. Rutherfordo pasiūlytas atomo modelis vadinamas planetinis.

Atominis branduolys, kuriame sutelkta visa atomo masė, susideda iš dviejų tipų dalelių - protonai ir neutronai.

Protonų krūvis lygus elektronų krūviui, bet priešingas ženklu (+1), o masė lygi vandenilio atomo masei (chemijoje ji laikoma viena). Neutronai neturi krūvio, jie yra neutralūs ir jų masė lygi protono masei.

Protonai ir neutronai kartu vadinami nukleonais (iš lotynų kalbos branduolys – branduolys). Protonų ir neutronų skaičiaus atome suma vadinama masės skaičiumi. Pavyzdžiui, aliuminio atomo masės skaičius yra:

13 + 14 = 27

protonų skaičius 13, neutronų skaičius 14, masės skaičius 27

Kadangi elektrono masė, kuri yra nežymiai maža, gali būti nepaisoma, akivaizdu, kad visa atomo masė yra sutelkta branduolyje. Elektronai žymimi e - .

Nuo atomo elektra neutralus, tada taip pat akivaizdu, kad protonų ir elektronų skaičius atome yra vienodas. Jis lygus cheminio elemento serijos numeriui, priskirtam periodinėje lentelėje. Atomo masę sudaro protonų ir neutronų masė. Žinodami elemento atominį skaičių (Z), ty protonų skaičių, ir masės skaičių (A), lygų protonų ir neutronų skaičių sumai, neutronų skaičių (N) galite rasti naudodami formulę :

N = A - Z

Pavyzdžiui, neutronų skaičius geležies atome yra:

56 — 26 = 30

Izotopai

Vadinamos to paties elemento atomų atmainos, turinčios tą patį branduolio krūvį, bet skirtingą masės skaičių izotopų. Gamtoje randami cheminiai elementai yra izotopų mišinys. Taigi anglis turi tris izotopus, kurių masės yra 12, 13, 14; deguonis – trys izotopai, kurių masės yra 16, 17, 18 ir tt Cheminio elemento santykinė atominė masė, paprastai pateikiama periodinėje lentelėje, yra vidutinė natūralaus tam tikro elemento izotopų mišinio atominių masių vertė, atsižvelgiant į santykinė jų gausa gamtoje. Daugumos cheminių elementų izotopų cheminės savybės yra visiškai vienodos. Tačiau vandenilio izotopų savybės labai skiriasi dėl dramatiško daugkartinio jų santykinės atominės masės padidėjimo; jiems netgi suteikiami individualūs pavadinimai ir cheminiai simboliai.

Pirmojo laikotarpio elementai

Vandenilio atomo elektroninės struktūros diagrama:

Atomų elektroninės sandaros diagramos rodo elektronų pasiskirstymą elektroniniuose sluoksniuose (energijos lygius).

Grafinė elektroninė vandenilio atomo formulė (rodo elektronų pasiskirstymą pagal energijos lygius ir polygius):

Grafinės elektroninės atomų formulės parodo elektronų pasiskirstymą ne tik tarp lygių ir polygių, bet ir tarp orbitų.

Helio atome pirmasis elektronų sluoksnis yra baigtas – jame yra 2 elektronai. Vandenilis ir helis yra s elementai; Šių atomų s-orbitalė užpildyta elektronais.

Visiems antrojo laikotarpio elementams užpildomas pirmasis elektroninis sluoksnis, o elektronai užpildo antrojo elektronų sluoksnio s ir p orbitales pagal mažiausios energijos principą (pirmiausia s, o paskui p) bei Pauli ir Hundo taisykles.

Neoniniame atome antrasis elektronų sluoksnis yra baigtas – jame yra 8 elektronai.

Trečiojo periodo elementų atomams užbaigiamas pirmasis ir antrasis elektronų sluoksniai, taigi užpildomas trečiasis elektroninis sluoksnis, kuriame elektronai gali užimti 3s-, 3p- ir 3d-sublygius.

Magnio atomas užbaigia savo 3s elektronų orbitą. Na ir Mg yra s elementai.

Aliuminio ir vėlesniuose elementuose 3p polygis užpildytas elektronais.

Trečiojo periodo elementai turi neužpildytas 3d orbitales.

Visi elementai nuo Al iki Ar yra p elementai. S ir p elementai sudaro pagrindinius periodinės lentelės pogrupius.

Ketvirtojo – septintojo laikotarpių elementai

Ketvirtasis elektronų sluoksnis atsiranda kalio ir kalcio atomuose, o 4s polygis yra užpildytas, nes jo energija yra mažesnė nei 3d.

K, Ca - s-elementai, įtraukti į pagrindinius pogrupius. Atomams nuo Sc iki Zn 3d polygis užpildytas elektronais. Tai 3D elementai. Jie yra įtraukti į antrinius pogrupius, užpildytas atokiausias jų elektroninis sluoksnis ir priskiriami pereinamiesiems elementams.

Atkreipkite dėmesį į chromo ir vario atomų elektroninių apvalkalų struktūrą. Juose vienas elektronas „sugenda“ iš 4s į 3d polygį, o tai paaiškinama didesniu gautų elektroninių konfigūracijų 3d 5 ir 3d 10 energijos stabilumu:

Cinko atome yra užbaigtas trečiasis elektronų sluoksnis – jame užpildyti visi 3s, 3p ir 3d polygiai, iš viso yra 18 elektronų. Elementuose po cinko ir toliau pildomas ketvirtasis elektronų sluoksnis, 4p polygis.

Elementai nuo Ga iki Kr yra p-elementai.

Kriptono atomas turi išorinį sluoksnį (ketvirtąjį), kuris yra užbaigtas ir turi 8 elektronus. Bet iš viso ketvirtajame elektronų sluoksnyje gali būti 32 elektronai; kriptono atomas vis dar turi neužpildytus 4d ir 4f polygius. Penktojo periodo elementų sublygiai pildomi tokia tvarka: 5s - 4d - 5p. Taip pat yra išimčių, susijusių su „ nesėkmė» elektronai, y 41 Nb, 42 Mo, 44 ​​​​Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

Šeštajame ir septintajame perioduose atsiranda f elementai, ty elementai, kuriuose atitinkamai užpildomi trečiojo išorinio elektroninio sluoksnio 4f ir 5f polygiai.

4f elementai vadinami lantanidais.

5f elementai vadinami aktinidais.

Elektroninių polygių užpildymo tvarka šeštojo periodo elementų atomuose: 55 Cs ir 56 Ba - 6s elementai; 57 La … 6s 2 5d x - 5d elementas; 58 Ce - 71 Lu - 4f elementai; 72 Hf - 80 Hg - 5d elementai; 81 T1 - 86 Rn - 6d elementai. Tačiau čia taip pat yra elementų, kuriuose „pažeidžiama“ elektronų orbitalių užpildymo tvarka, o tai, pavyzdžiui, yra susiję su didesniu energijos stabilumu pusiau ir visiškai užpildytuose f-sublygiuose, ty nf 7 ir nf 14. Priklausomai nuo to, kuris atomo polygis užpildytas elektronais paskutinis, visi elementai skirstomi į keturias elektronų šeimas arba blokus:

• s-elementai. Išorinio atomo lygio s-polygis užpildytas elektronais; s-elementams priskiriamas vandenilis, helis ir pagrindinių I ir II grupių pogrupių elementai.

• p-elementai. Išorinio atomo lygio p polygis užpildytas elektronais; p-elementai apima III-VIII grupių pagrindinių pogrupių elementus.

• d-elementai. Atomo priešišorinio lygio d-polygis užpildytas elektronais; d elementai apima antrinių I-VIII grupių pogrupių elementus, t. Jie taip pat vadinami pereinamaisiais elementais.

• f-elementai. Trečiojo išorinio atomo lygio f polygis užpildytas elektronais; tai lantanidai ir antinoidai.

Šveicarų fizikas W. Pauli 1925 m. nustatė, kad atome vienoje orbitoje gali būti ne daugiau kaip du elektronai, turintys priešingus (antilygiagrečius) sukinius (išvertus iš anglų kalbos kaip „spindelis“), t. y. turinčius tokias savybes, kurias sąlygiškai galima įsivaizduoti. kaip elektrono sukimasis aplink savo įsivaizduojamą ašį: pagal laikrodžio rodyklę arba prieš laikrodžio rodyklę.

Šis principas vadinamas Pauli principas. Jei orbitoje yra vienas elektronas, tai jis vadinamas nesuporuotu, jei yra du, tai yra suporuoti elektronai, t.y. elektronai su priešingais sukiniais. Paveiksle pavaizduota energijos lygių padalijimo į polygius schema ir jų užpildymo tvarka.

Labai dažnai atomų elektroninių apvalkalų struktūra vaizduojama naudojant energijos ar kvantines ląsteles – rašomos vadinamosios grafinės elektroninės formulės. Šiam žymėjimui naudojamas toks žymėjimas: kiekviena kvantinė ląstelė žymima ląstele, atitinkančia vieną orbitą; Kiekvienas elektronas pažymėtas rodykle, atitinkančia sukimosi kryptį. Rašydami grafinę elektroninę formulę, turėtumėte atsiminti dvi taisykles: Pauli principas ir F. Hundo taisyklė, pagal kurią elektronai laisvąsias ląsteles užima iš pradžių po vieną ir turi tą pačią sukimosi reikšmę, o tik po to poruojasi, tačiau sukiniai pagal Pauli principą jau bus priešingų krypčių.

Hundo taisyklė ir Pauli principas

Hundo taisyklė- kvantinės chemijos taisyklė, kuri nustato tam tikro posluoksnio orbitalių užpildymo tvarką ir yra suformuluota taip: bendra tam tikro posluoksnio sukinio kvantinio elektronų skaičiaus vertė turi būti didžiausia. Suformulavo Friedrichas Hundas 1925 m.

Tai reiškia, kad kiekvienoje iš posluoksnio orbitalių pirmiausia užpildomas vienas elektronas ir tik išnaudojus neužpildytas orbitales, prie šios orbitalės pridedamas antras elektronas. Tokiu atveju vienoje orbitoje yra du elektronai su pusiau sveikuoju skaičiumi priešingo ženklo sukiniais, kurie susiporuoja (sudaro dviejų elektronų debesį) ir dėl to bendras orbitos sukinys tampa lygus nuliui.

Kita formuluotė: Mažesnė energija yra atominis terminas, kuriam tenkinamos dvi sąlygos.

1. Daugybė yra maksimali
2. Kai dauginiai sutampa, bendras orbitos impulsas L yra didžiausias.

Išanalizuokime šią taisyklę naudodamiesi p-polygio orbitalių užpildymo pavyzdžiu p-antrojo periodo elementai (tai yra nuo boro iki neono (žemiau esančioje diagramoje horizontalios linijos rodo orbitas, vertikalios rodyklės – elektronus, o rodyklės kryptis – sukimosi orientaciją).

Klečkovskio taisyklė

Klečkovskio taisyklė - didėjant bendram elektronų skaičiui atomuose (didėjant jų branduolių krūviams arba cheminių elementų eilės numeriams), atominės orbitos apgyvendinamos taip, kad elektronų atsiradimas didesnės energijos orbitoje priklauso tik nuo pagrindinio kvantinio skaičiaus n ir nepriklauso nuo visų kitų kvantinių skaičių skaičių, įskaitant nuo l. Fiziškai tai reiškia, kad į vandenilį panašiame atome (nesant tarpelektroninio atstūmimo) elektrono orbitos energiją lemia tik elektrono krūvio tankio erdvinis atstumas nuo branduolio ir nepriklauso nuo jo charakteristikų. judėjimas branduolio lauke.

Empirinė Klečkovskio taisyklė ir iš jos išplaukianti rikiuotės schema kiek prieštarauja tikrajai atominių orbitalių energijos sekai tik dviem panašiais atvejais: atomams Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au. , yra elektrono „gedimas“ išorinio sluoksnio s polygis pakeičiamas ankstesnio sluoksnio d po lygiu, o tai lemia energetiškai stabilesnę atomo būseną, būtent: užpildžius 6 orbitą dviem elektronų s

(Paskaitų konspektas)

Atomo sandara. Įvadas.

Chemijos studijų objektas – cheminiai elementai ir jų junginiai. Cheminis elementas vadinama atomų rinkiniu, turinčiu tą patį teigiamą krūvį. Atom- yra mažiausia cheminio elemento dalelė, kuri ją išsaugo Cheminės savybės. Susijungdami vienas su kitu, tų pačių ar skirtingų elementų atomai sudaro sudėtingesnes daleles - molekules. Atomų ar molekulių rinkinys sudaro chemines medžiagas. Kiekvienai atskirai cheminei medžiagai būdingas individualių fizinių savybių rinkinys, pvz., virimo ir lydymosi temperatūra, tankis, elektros ir šilumos laidumas ir kt.

1. Atomo sandara ir periodinė elementų lentelė

DI. Mendelejevas.

Periodinės elementų lentelės pildymo tvarkos dėsnių išmanymas ir supratimas D.I. Mendelejevas leidžia suprasti šiuos dalykus:

1. fizinė tam tikrų elementų egzistavimo gamtoje esmė,

2. elemento cheminio valentingumo pobūdis,

3. elemento gebėjimas ir „lengvumas“ duoti arba priimti elektronus sąveikaujant su kitu elementu,

4. cheminių ryšių, kuriuos tam tikras elementas gali sudaryti sąveikaujant su kitais elementais, pobūdis, paprastų ir sudėtingų molekulių erdvinė struktūra ir kt.

Atomo sandara.

Atomas yra sudėtinga judančių ir tarpusavyje sąveikaujančių elementariųjų dalelių mikrosistema.

XIX amžiaus pabaigoje ir XX amžiaus pradžioje buvo nustatyta, kad atomai susideda iš mažesnių dalelių: neutronų, protonų ir elektronų. Paskutinės dvi dalelės yra įkrautos dalelės, protonas turi teigiamą krūvį, elektronas – neigiamą. Kadangi pagrindinės būsenos elemento atomai yra elektriškai neutralūs, tai reiškia, kad protonų skaičius bet kurio elemento atome yra lygus elektronų skaičiui. Atomų masė nustatoma pagal protonų ir neutronų masių sumą, kurios skaičius lygus atomų masės ir jo eilės numerio periodinėje sistemoje D.I. Mendelejevas.

1926 m. Schrödingeris pasiūlė aprašyti mikrodalelių judėjimą elemento atome naudojant jo gautą bangų lygtį. Sprendžiant vandenilio atomo Schrödingerio bangos lygtį, atsiranda trys sveikieji kvantiniai skaičiai: n, ℓ Ir m ℓ , kurie apibūdina elektrono būseną trimatėje erdvėje centriniame branduolio lauke. Kvantiniai skaičiai n, ℓ Ir m ℓ imti sveikąsias reikšmes. Bangos funkcija, apibrėžta trimis kvantiniais skaičiais n, ℓ Ir m ℓ ir gauta išsprendus Šriodingerio lygtį, vadinama orbitale. Orbitalė yra erdvės sritis, kurioje greičiausiai randamas elektronas, priklausantis cheminio elemento atomui. Taigi, išsprendus vandenilio atomo Schrödingerio lygtį, atsiranda trys kvantiniai skaičiai, kurių fizinė reikšmė yra ta, kad jie apibūdina tris skirtingus orbitų tipus, kuriuos atomas gali turėti. Pažvelkime atidžiau į kiekvieną kvantinį skaičių.

Pagrindinis kvantinis skaičius n gali įgauti bet kokias teigiamas sveikąsias reikšmes: n = 1,2,3,4,5,6,7...Jis apibūdina elektronų lygio energiją ir elektronų „debesėlio“ dydį. Būdinga tai, kad pagrindinio kvantinio skaičiaus skaičius sutampa su periodo, kuriame yra elementas, skaičiumi.

Azimutinis arba orbitinis kvantinis skaičiusℓ gali gauti sveikųjų skaičių reikšmes iš ℓ = 0….į n – 1 ir nustato elektronų judėjimo momentą, t.y. orbitos forma. Įvairioms skaitinėms ℓ reikšmėms naudojamas toks žymėjimas: ℓ = 0, 1, 2, 3 ir yra pažymėtos simboliais s, p, d, f, atitinkamai už ℓ = 0, 1, 2 ir 3. Periodinėje elementų lentelėje nėra elementų su sukimosi skaičiumi ℓ = 4.

Magnetinis kvantinis skaičiusm ℓ charakterizuoja elektronų orbitalių erdvinį išsidėstymą ir atitinkamai elektrono elektromagnetines savybes. Jis gali imti vertybes iš – ℓ prie + ℓ , įskaitant nulį.

Atominių orbitalių forma, tiksliau, simetrijos savybės priklauso nuo kvantinių skaičių ℓ Ir m ℓ . „Elektroninis debesis“ atitinka s- orbitos turi rutulio formą (tuo pačiu metu ℓ = 0).

1 pav. 1s orbita

Orbitalės, apibrėžtos kvantiniais skaičiais ℓ = 1 ir m ℓ = -1, 0 ir +1, vadinamos p-orbitalėmis. Kadangi m ℓ turi tris skirtingas reikšmes, atomas turi tris energetiškai lygiavertes p-orbitales (jų pagrindinis kvantinis skaičius yra vienodas ir gali turėti reikšmę n = 2,3,4,5,6 arba 7). p-orbitalės turi ašinę simetriją ir yra trimačių aštuntukų formos, orientuotos išilgai x, y ir z ašių išoriniame lauke (1.2 pav.). Iš čia ir kilo simbolikos p x , p y ir p z .

2 pav. p x, p y ir p z orbitalės

Be to, yra d- ir f- atominės orbitalės, kurių pirmoji ℓ = 2 ir m ℓ = -2, -1, 0, +1 ir +2, t.y. penki AO, antriesiems ℓ = 3 ir m ℓ = -3, -2, -1, 0, +1, +2 ir +3, t.y. 7 UAB.

Ketvirtasis kvantas m s vadinamas sukimosi kvantiniu skaičiumi, buvo pristatytas Goudsmit ir Uhlenbeck 1925 m., norėdami paaiškinti kai kuriuos subtilius vandenilio atomo spektro efektus. Elektrono sukinys – tai įkrautos elementariosios elektrono dalelės kampinis impulsas, kurio orientacija yra kvantuota, t.y. griežtai apribota tam tikrais kampais. Šią orientaciją lemia sukimosi magnetinio kvantinio skaičiaus (-ių), kuris elektronui yra lygus ½ , todėl elektronui pagal kvantavimo taisykles m s = ± ½. Šiuo atžvilgiu prie trijų kvantinių skaičių rinkinio turėtume pridėti kvantinį skaičių m s . Dar kartą pabrėžkime, kad keturi kvantiniai skaičiai lemia Mendelejevo periodinės elementų lentelės sudarymo tvarką ir paaiškina, kodėl pirmajame periode yra tik du elementai, antrajame ir trečiame – aštuoni, ketvirtajame – 18 ir tt. Norint paaiškinti daugelio elektronų atomų struktūrą, elektroninių lygių užpildymo tvarką didėjant teigiamam atomo krūviui, neužtenka turėti supratimo apie keturis kvantinius skaičius, kurie „valdo“ elektronų elgesį, kai užpildyti elektronų orbitales, bet jūs turite žinoti keletą paprastesnių taisyklių, būtent, Pauli principas, Hundo taisyklė ir Kleczkowski taisyklės.

Pagal Pauli principą Toje pačioje kvantinėje būsenoje, kuriai būdingos tam tikros keturių kvantinių skaičių reikšmės, negali būti daugiau nei vienas elektronas. Tai reiškia, kad vienas elektronas iš esmės gali būti dedamas į bet kurią atominę orbitą. Du elektronai gali būti toje pačioje atominėje orbitoje tik tuo atveju, jei jų sukimosi kvantiniai skaičiai skiriasi.

Pripildant tris p-AO, penkis d-AO ir septynis f-AO elektronais, be Pauli principo, reikia vadovautis Hundo taisykle: Vieno posluoksnio orbitalių užpildymas pagrindinėje būsenoje vyksta elektronais su identiškais sukiniais.

Užpildant sublukštus (p, d, f)absoliuti sukimų sumos vertė turi būti maksimali.

Klečkovskio taisyklė. Pagal Klečkovskio taisyklę, pildantd Ir fturi būti gerbiama elektronų orbitaminimalios energijos principas. Pagal šį principą elektronai pagrindinėje būsenoje užima orbitas su minimaliais energijos lygiais. Polygio energiją lemia kvantinių skaičių suman + ℓ = E .

Pirmoji Klečkovskio taisyklė: Pirma, tie polygiai, kuriemsn + ℓ = E minimalus.

Antroji Klečkovskio taisyklė: lygybės atvejun + ℓ keliems polygiams, kurių polygisn minimalus .

Šiuo metu žinomi 109 elementai.

2. Jonizacijos energija, elektronų afinitetas ir elektronegatyvumas.

Svarbiausios atomo elektroninės konfigūracijos charakteristikos yra jonizacijos energija (IE) arba jonizacijos potencialas (IP) ir atomo afinitetas elektronams (EA). Jonizacijos energija – tai energijos pokytis pašalinant elektroną iš laisvo atomo esant 0 K: A = + + ē . Jonizacijos energijos priklausomybė nuo elemento atominio skaičiaus Z ir atomo spindulio dydžio turi ryškų periodiškumą.

Elektronų giminingumas (EA) yra energijos pokytis, lydimas elektrono pridėjimo prie izoliuoto atomo, kad susidarytų neigiamas jonas 0 K temperatūroje: A + ē = A - (atomas ir jonas yra pagrindinės būsenos).Šiuo atveju elektronas užima žemiausią laisvą atominę orbitalę (LUAO), jei VZAO užima du elektronai. SE labai priklauso nuo jų orbitinės elektroninės konfigūracijos.

EI ir SE pokyčiai koreliuoja su daugelio elementų ir jų junginių savybių pokyčiais, kurie naudojami šioms savybėms prognozuoti pagal EI ir SE vertes. Halogenai turi didžiausią absoliutų elektronų giminingumą. Kiekvienoje periodinės elementų lentelės grupėje jonizacijos potencialas arba EI mažėja didėjant elementų skaičiui, o tai susiję su atomo spindulio padidėjimu ir elektroninių sluoksnių skaičiaus padidėjimu ir tai gerai koreliuoja su redukcinio kiekio padidėjimu. elemento galia.

Periodinės elementų lentelės 1 lentelėje parodytos EI ir SE vertės eV/vienam atomui. Atkreipkite dėmesį, kad tikslios SE reikšmės žinomos tik keletui atomų, jų reikšmės paryškintos 1 lentelėje.

1 lentelė

Pirmoji atomų jonizacijos energija (EI), elektronų giminingumas (EA) ir elektronegatyvumas χ) periodinėje lentelėje.

χ – elektronegatyvumas pagal Paulingą

r- atominis spindulys, (iš „Bendrosios ir neorganinės chemijos laboratorinių ir seminarinių užsiėmimų“, N. S. Akhmetovas, M. K. Azizova, L. I. Badygina)