S atomo elektroninė struktūra. Atominės sandaros diagrama: branduolys, elektronų apvalkalas

Periodinė lentelė Mendelejevo elementai. Atomo sandara.

MENDELEJEVO PERIODINĖ ELEMENTŲ SISTEMA – cheminė klasifikacija. rusų sukurti elementai. mokslininkas D.I. Mendelejevas, remdamasis jo atrastu periodiškumu (1869 m.). įstatymas.

Modernus periodinė formuluotė dėsnis: elementų savybės (pasireiškiančios paprastais junginiais ir junginiais) randamos periodiškais laikotarpiais. priklausomai nuo jų atomų branduolių krūvio.

Įkrauti atomo branduolys Z yra lygus cheminės medžiagos atominiam (eilės) skaičiui. elementas P. s. e. M. Jei visus elementus išdėstysite didėjimo tvarka Z. (vandenilis H, Z = 1; helis He, Z = 2; litis Li, Z == 3; berilis Be, Z = 4 ir kt.), tada jie susidaro 7 periodai. Kiekvienu iš šių laikotarpių natūraliai keičiasi elementų savybės – nuo ​​pirmojo periodo elemento (šarminio metalo) iki paskutinio ( tauriųjų dujų). Pirmajame periode yra 2 elementai, 2 ir 3 - po 8 elementus, 4 ir 5 - 18, 6 - 32. 7 periode žinoma 19 elementų. 2 ir 3 periodai paprastai vadinami mažaisiais, visi vėlesni – dideliais. Jei periodus išdėstysite horizontalių eilučių pavidalu, tada gautą lentelėje bus parodytos 8 vertikalios linijos. stulpeliai; Tai savo savybėmis panašių elementų grupės.

Elementų savybės grupėse taip pat natūraliai kinta priklausomai nuo Z padidėjimo. Pavyzdžiui, grupėje Li - Na - K - Rb - Cs - Fr cheminis kiekis didėja. metalo aktyvumą sustiprina oksidų ir hidroksidų prigimtis.

Iš atominės sandaros teorijos išplaukia, kad elementų savybių periodiškumą lemia elektronų apvalkalų susidarymo aplink branduolį dėsniai. Didėjant elemento Z, atomas tampa sudėtingesnis – daugėja elektronų, supančių branduolį, ir ateina momentas, kai baigiasi vieno elektrono apvalkalo užpildymas ir prasideda kito, išorinio apvalkalo formavimasis. Mendelejevo sistemoje tai sutampa su naujo laikotarpio pradžia. Elementai, turintys 1, 2, 3 ir tt elektronus naujame apvalkale, savo savybėmis panašūs į tuos elementus, kurie taip pat turėjo 1, 2, 3 ir tt išorinius elektronus, nors jų skaičius yra vidinis. elektronų apvalkalų buvo vienu (ar keliais) mažiau: Na panašus į Li (vienas išorinis elektronas), Mg panašus į Be (2 išoriniai elektronai); A1 - į B (3 išoriniai elektronai) ir tt Su elemento padėtimi P. s. e. M. yra susiję su jo chemine medžiaga. ir daug daugiau fizinis Šv.

Buvo pasiūlyta daug (apie 1000) grafinių variantų. nuotraukos P. s. e. M. Dažniausi 2 variantai P. s. e. M. - trumpi ir ilgi stalai; k.-l. esminio skirtumo tarp jų nėra. Priede yra viena iš trumpos lentelės parinkčių. Lentelėje laikotarpių numeriai pateikti pirmajame stulpelyje (nurodyta Arabiški skaitmenys 1–7). Grupės numeriai nurodyti viršuje romėniškais skaitmenimis I – VIII. Kiekviena grupė suskirstyta į du pogrupius – a ir b. Elementų rinkinys, kuriam vadovauja mažų laikotarpių elementai, kartais vadinami. pagrindinis a-m pogrupiai ir (Li vadovauja pogrupiui šarminiai metalai. F – halogenai, He – inertinės dujos ir kt.). Šiuo atveju likę elementų pogrupiai ilgus laikotarpius paskambino šalutinis poveikis.

Elementai, kurių Z = 58 - 71, dėl ypatingo jų atomų sandaros artumo ir jų chemijos panašumo. sv sudaro lantanidų šeimą, kuri yra dalis III grupė, bet patogumo dėlei padėti lentelės apačioje. Elementai, kurių Z = 90–103, dažnai priskiriami aktinidų šeimai dėl tų pačių priežasčių. Po jų seka elementas, kurio Z = 104 - curchatovy ir elementas, kurio Z = 105 (žr. Nilsboriumą). 1974 m. liepos mėn. Pelėdos. fizikai pranešė apie elemento, kurio Z = 106, atradimą, o sausio mėn. 1976 - elementai, kurių Z = 107. Vėliau buvo susintetinti elementai, kurių Z = 108 ir 109. riba P. s. e. M. yra žinomas - jį duoda vandenilis, nes negali būti elemento, kurio branduolinis krūvis mažesnis už vieną. Kyla klausimas ką viršutinė riba P.S. e. M., t.y. kokią kraštutinę vertę gali pasiekti menas. elementų sintezė lieka neišspręsta. (Sunkieji branduoliai yra nestabilūs, todėl americis su Z = 95 ir vėlesni elementai gamtoje nerandami, bet gaunami branduolinės reakcijos; tačiau tolimesnėje srityje transuraniniai elementai tikimasi vadinamojo pasirodymo. stabilumo salos, ypač Z = 114.) str. periodiškai naujų elementų sintezė. teisė ir P. s. e. M. vaidina pagrindinį vaidmenį. Mendelejevo dėsnis ir sistema yra vieni iš svarbiausių gamtos mokslo apibendrinimų ir sudaro šiuolaikinio mokslo pagrindą. pamokymai apie salos sandarą.

Elektroninė atomo struktūra.

Šioje ir kitose pastraipose kalbama apie atomo elektroninio apvalkalo modelius. Svarbu tai suprasti mes kalbame apie tiksliai apie modeliai. Žinoma, tikrieji atomai yra sudėtingesni, ir mes vis dar ne viską apie juos žinome. Tačiau modernus teorinis modelis elektroninė struktūra atomas leidžia sėkmingai paaiškinti ir net numatyti daugelį cheminių elementų savybių, todėl plačiai naudojamas gamtos moksluose.

Pirmiausia panagrinėkime išsamiau N. Bohro pasiūlytą „planetinį“ modelį (2-3 pav. c).

Ryžiai. 2-3 c. Bohro „planetinis“ modelis.

Danų fizikas N. Bohras 1913 metais pasiūlė atomo modelį, kuriame elektronų dalelės sukasi aplink atomo branduolį maždaug taip, kaip planetos sukasi aplink Saulę. Bohras pasiūlė, kad elektronai atome gali stabiliai egzistuoti tik orbitose, pašalintose iš branduolio griežtai tam tikrais atstumais. Jis šias orbitas pavadino stacionariomis. Lauke stacionarios orbitos elektronas negali egzistuoti. Kodėl taip buvo, Bohras tuo metu negalėjo paaiškinti. Bet jis parodė, kad toks modelis leidžia paaiškinti daugybę eksperimentinių faktų (tai plačiau aptariama 2.7 pastraipoje).

Elektronų orbitos Bohro modelyje žymimos sveikaisiais skaičiais 1, 2, 3, ... n, pradedant nuo arčiausiai šerdies esančios. Toliau tokias orbitas vadinsime lygius. Norint apibūdinti elektroninę vandenilio atomo struktūrą, pakanka vien lygių. Bet daugiau sudėtingi atomai, kaip paaiškėjo, lygiai susideda iš panašių energijų polygiai. Pavyzdžiui, 2 lygis susideda iš dviejų polygių (2s ir 2p). Trečiasis lygis susideda iš 3 antrinių lygių (3s, 3p ir 3d), kaip parodyta Fig. 2-6. Ketvirtasis lygis (netilpo paveiksle) susideda iš 4s, 4p, 4d, 4f polygių. 2.7 pastraipoje mes jums pasakysime, iš kur tiksliai kilo šie žemesnio lygio pavadinimai fiziniai eksperimentai, kuris leido „pamatyti“ elektroninius lygius ir polygius atomuose.

Ryžiai. 2-6. Bohro modelis atomams, sudėtingesniems už vandenilio atomą. Brėžinys nėra mastelio – iš tikrųjų to paties lygio polygiai yra daug arčiau vienas kito.

Bet kurio atomo elektronų apvalkale yra lygiai tiek elektronų, kiek jo branduolyje yra protonų, todėl visas atomas yra elektriškai neutralus. Elektronai atome užpildo lygius ir polygius, esančius arčiausiai branduolio, nes šiuo atveju jų energija yra mažesnė nei tuo atveju, jei jie apgyvendintų tolimesnius lygius. Kiekviename lygyje ir polygyje gali būti tik tam tikras elektronų skaičius.

Polygiai, savo ruožtu, susideda iš vienodos energijos orbitalės(jie nepavaizduoti 2-6 pav.). Vaizdžiai tariant, jei atomo elektronų debesis lyginamas su miestu ar gatve, kurioje „gyvena“ visi tam tikro atomo elektronai, tai lygis gali būti lyginamas su namu, polygis su butu, o orbitalė – su vietos elektronams. Visos bet kurio polygio orbitos turi tą pačią energiją. S polygyje yra tik vienas „kambarys“ - orbitalė. P-sublygis turi 3 orbitales, d-sublygis turi 5, o f-sublygis turi net 7 orbitales. Kiekvienoje „kambario“ orbitoje gali „gyventi“ vienas ar du elektronai. Vadinamas draudimas turėti daugiau nei du elektronus vienoje orbitoje Pauliaus draudimas- pavadintas tai atradusio mokslininko vardu svarbi savybė atomo struktūra. Kiekvienas atomo elektronas turi savo „adresą“, kuris parašytas kaip keturių skaičių rinkinys, vadinamas „kvantu“. Kvantiniai skaičiai bus išsamiai aptarti 2.7 skyriuje. Čia paminėsime tik pagrindinį kvantinį skaičių n(žr. 2-6 pav.), kuris elektrono „adrese“ nurodo lygio, kuriame šis elektronas egzistuoja, skaičių.

©2015-2019 svetainė
Visos teisės priklauso jų autoriams. Ši svetainė nepretenduoja į autorystę, tačiau suteikia galimybę nemokamai naudotis.
Puslapio sukūrimo data: 2016-08-20

Cheminės medžiagos yra tai, iš ko sudarytas mus supantis pasaulis.

Kiekvienos cheminės medžiagos savybės skirstomos į dvi rūšis: chemines, kurios apibūdina jos gebėjimą sudaryti kitas medžiagas, ir fizines, kurios yra objektyviai stebimos ir gali būti vertinamos atskirai nuo cheminiai virsmai. Pavyzdžiui, fizinės medžiagos savybės yra jos fizinė būsena(kietos, skystos ar dujinės), šilumos laidumas, šiluminė talpa, tirpumas skirtingos aplinkos(vanduo, alkoholis ir kt.), tankis, spalva, skonis ir kt.

Kai kurių transformacijos cheminių medžiagų kitose medžiagose vadinami cheminiais reiškiniais arba cheminėmis reakcijomis. Reikėtų pažymėti, kad yra ir fizinių reiškinių, kuriuos akivaizdžiai lydi kai kurių pokyčių fizines savybes medžiagas, nekeičiant į kitas medžiagas. KAM fiziniai reiškiniai, pavyzdžiui, ledo tirpimas, vandens užšalimas ar išgarinimas ir pan.

Apie tai, kas vyksta proceso metu cheminis reiškinys, galime daryti išvadą, stebėdami būdingi bruožai cheminės reakcijos, pvz., spalvos pasikeitimas, nusėdimas, dujų išsiskyrimas, šiluma ir (arba) šviesa.

Pavyzdžiui, išvadą apie cheminių reakcijų atsiradimą galima padaryti stebint:

Nuosėdų susidarymas verdant vandeniui, kasdieniame gyvenime vadinamas nuosėdomis;

Šilumos ir šviesos išsiskyrimas degant ugniai;

Šviežio obuolio pjūvio spalvos pasikeitimas ore;

Dujų burbuliukų susidarymas tešlos fermentacijos metu ir kt.

Mažiausios medžiagos dalelės, kurios cheminių reakcijų metu praktiškai nesikeičia, o tik nauju būdu jungiasi viena su kita, vadinamos atomais.

Pati mintis apie tokių materijos vienetų egzistavimą kilo dar senovės Graikija mintyse senovės filosofai, kuris iš tikrųjų paaiškina termino „atomas“ kilmę, nes „atomos“ pažodžiui išvertus iš graikų kalbos reiškia „nedalomas“.

Tačiau, priešingai nei mano senovės graikų filosofai, atomai nėra absoliutus materijos minimumas, t.y. jie patys turi sudėtingą struktūrą.

Kiekvienas atomas susideda iš vadinamųjų subatominės dalelės– protonai, neutronai ir elektronai, atitinkamai žymimi simboliais p + , n o ir e − . Viršutinis indeksas naudojamame žymėjime rodo, kad protonas turi vienetą teigiamas krūvis, elektronas – viengubas neigiamas krūvis, bet neutronas neturi krūvio.

Kalbant apie kokybinę atomo struktūrą, kiekviename atome visi protonai ir neutronai yra susitelkę į vadinamąjį branduolį, aplink kurį elektronai sudaro elektronų apvalkalą.

Protono ir neutrono masės beveik vienodos, t.y. m p ≈ m n, o elektrono masė beveik 2000 kartų mažesnė už kiekvieno iš jų masę, t.y. m p /m e ≈ m n / m e ≈ 2000.

Kadangi pagrindinė nuosavybė atomo elektrinis neutralumas ir vieno elektrono krūvis lygus įkrovimui vienas protonas, iš to galime daryti išvadą, kad elektronų skaičius bet kuriame atome yra lygus protonų skaičiui.

Pavyzdžiui, toliau pateiktoje lentelėje parodyta galima atomų sudėtis:

Atomų tipai su vienodas krūvis branduoliai, t.y. Su tas pats numeris jų branduoliuose esantys protonai vadinami cheminiu elementu. Taigi iš aukščiau pateiktos lentelės galime daryti išvadą, kad atomas1 ir atomas2 priklauso vienam cheminiam elementui, o atomas3 ir atomas4 priklauso kitam cheminiam elementui.

Kiekvienas cheminis elementas turi savo pavadinimą ir individualų simbolį, kuris skaitomas tam tikru būdu. Taigi, pavyzdžiui, paprasčiausias cheminis elementas, kurio atomų branduolyje yra tik vienas protonas, vadinamas „vandeniliu“ ir žymimas simboliu „H“, kuris skaitomas kaip „pelenai“, o cheminis elementas su branduolinis krūvis +7 (ty turintis 7 protonus) - „azotas“, turi simbolį „N“, kuris skaitomas kaip „en“.

Kaip matyti iš aukščiau esančios lentelės, vieno atomai cheminis elementas gali skirtis neutronų skaičiumi branduoliuose.

Atomai, priklausantys tam pačiam cheminiam elementui, bet turintys skirtingi kiekiai neutronai ir dėl to masė vadinami izotopais.

Pavyzdžiui, cheminis elementas vandenilis turi tris izotopus – 1 H, 2 H ir 3 H. Virš simbolio H esantys indeksai 1, 2 ir 3 reiškia bendrą neutronų ir protonų skaičių. Tie. Žinodami, kad vandenilis yra cheminis elementas, kuriam būdinga tai, kad jo atomų branduoliuose yra vienas protonas, galime daryti išvadą, kad 1H izotope iš viso nėra neutronų (1-1 = 0), 2 H izotope - 1 neutronas (2-1=1), o 3 H izotope - du neutronai (3-1=2). Kadangi, kaip jau minėta, neutrono ir protono masė yra vienoda, o elektrono masė, palyginti su jais, yra nežymiai maža, tai reiškia, kad 2 H izotopas yra beveik dvigubai sunkesnis už 1 H izotopą, o 3 H izotopas net tris kartus sunkesnis . Dėl tokios didelės sklaidos vandenilio izotopų masėse izotopams 2 H ir 3 H net buvo priskirti atskiri individualūs pavadinimai ir simboliai, kas nebūdinga jokiam kitam cheminiam elementui. 2H izotopas buvo pavadintas deuteriu ir jam suteiktas simbolis D, o 3H izotopas buvo pavadintas tričiu ir simboliu T.

Jei protono ir neutrono masę laikysime kaip vieną, o elektrono masę nepaisysime, iš tikrųjų viršutinis kairysis indeksas, be bendro protonų ir neutronų skaičiaus atome, gali būti laikomas jo mase ir todėl šis indeksas vadinamas masės skaičiumi ir žymimas simboliu A. Kadangi bet kurio protono branduolio krūvis atitinka atomą, o kiekvieno protono krūvis sutartinai laikomas lygiu +1, protonų skaičius branduolys vadinamas krūvio skaičiumi (Z). Neutronų skaičių atome pažymėjus kaip N, masės skaičiaus, krūvio skaičiaus ir neutronų skaičiaus santykis gali būti matematiškai išreikštas taip:

Pagal šiuolaikinės idėjos, elektronas turi dvigubą (dalelių bangos) prigimtį. Jis turi ir dalelės, ir bangos savybių. Kaip ir dalelė, elektronas turi masę ir krūvį, tačiau tuo pat metu elektronų srautui, kaip ir bangai, būdinga savybė difrakcijai.

Elektrono būsenai atome apibūdinti naudojami atvaizdai kvantinė mechanika, pagal kurią elektronas neturi konkrečios trajektorijos ir gali išsidėstyti bet kuriame erdvės taške, tačiau su skirtingomis tikimybėmis.

Erdvės aplink branduolį sritis, kurioje greičiausiai randamas elektronas, vadinama atomine orbita.

Atominė orbita gali turėti įvairių formų, dydis ir orientacija. Atominė orbita taip pat vadinama elektronų debesimi.

Grafiškai viena atominė orbita paprastai žymima kaip kvadratinė ląstelė:

Todėl kvantinė mechanika turi nepaprastai sudėtingą matematinį aparatą mokyklos kursas chemija, nagrinėjamos tik kvantinės mechanikos teorijos pasekmės.

Pagal šias pasekmes bet kuri atominė orbita ir joje esantis elektronas visiškai charakterizuojami 4 kvantiniais skaičiais.

• Pagrindinis kvantinis skaičius – n – lemia visos energijos elektronas tam tikroje orbitoje. Pagrindinio kvantinio skaičiaus reikšmių diapazonas – visi natūraliuosius skaičius, t.y. n = 1,2,3,4,5 ir t.t.
• Orbitinis kvantinis skaičius – l – apibūdina atominės orbitos formą ir gali turėti bet kokią sveikojo skaičiaus reikšmę nuo 0 iki n-1, kur n, prisiminimas, yra pagrindinis kvantinis skaičius.

Vadinamos orbitalės, kurių l = 0 s- orbitos. s-orbitalės yra sferinės formos ir neturi kryptingumo erdvėje:

Vadinamos orbitalės, kurių l = 1 p- orbitos. Šios orbitos turi trimatės aštuonių figūrų formą, t.y. forma, gauta sukant aštuonetą aplink simetrijos ašį, ir iš išorės primena hantelį:

Vadinamos orbitalės, kurių l = 2 d- orbitos, o kai l = 3 – f- orbitos. Jų struktūra yra daug sudėtingesnė.

3) Magnetinis kvantinis skaičius – m l – nustato konkrečios atominės orbitos erdvinę orientaciją ir išreiškia orbitos kampinio momento projekciją į kryptį magnetinis laukas. Magnetinis kvantinis skaičius m l atitinka orbitos orientaciją išorinio magnetinio lauko stiprumo vektoriaus krypties atžvilgiu ir gali priimti bet kokias sveikąsias reikšmes nuo –l iki +l, įskaitant 0, t.y. bendras kiekis galimas vertes lygus (2l+1). Taigi, pavyzdžiui, l = 0 m l = 0 (viena reikšmė), l = 1 m l = -1, 0, +1 (trys reikšmės), l = 2 m l = -2, -1, 0, + 1, +2 (penkios magnetinio kvantinio skaičiaus reikšmės) ir kt.

Taigi, pavyzdžiui, p-orbitalės, t.y. orbitos, kurių orbitinis kvantinis skaičius l = 1, suformuotos kaip „trimatė aštuonių figūra“, atitinka tris magnetinio kvantinio skaičiaus reikšmes (-1, 0, +1), kurios savo ruožtu atitinka tris kryptis statmenos viena kitai erdvėje.

4) sukimosi kvantinis skaičius (arba tiesiog sukinys) – m s – sąlyginai gali būti laikomas atsakingu už elektrono sukimosi kryptį atome; Elektronai su skirtingais sukimais žymimi vertikaliomis rodyklėmis, nukreiptomis į vidų skirtingos pusės: ↓ ir .

Visų atomo orbitų, turinčių tą patį pagrindinį kvantinį skaičių, rinkinys vadinamas energijos lygiu arba elektronų apvalkalas. Bet koks savavališkas energijos lygis su tam tikru skaičiumi n susideda iš n 2 orbitalių.

Daugelis orbitų su tos pačios vertės pagrindinis kvantinis skaičius ir orbitinis kvantinis skaičius reiškia energijos polygį.

Kiekvienas energijos lygis, atitinkantis pagrindinį kvantinį skaičių n, turi n polygių. Savo ruožtu kiekvienas energijos polygis, kurio orbitinis kvantinis skaičius l, susideda iš (2l+1) orbitalių. Taigi, s polygis susideda iš vienos s orbitalės, p polygis susideda iš trijų p orbitalių, d sublygis susideda iš penkių d orbitalių, o f polygis susideda iš septynių f orbitalių. Kadangi, kaip jau minėta, viena atominė orbita dažnai nurodoma viena kvadratinė ląstelė, tada s-, p-, d- ir f-polygiai gali būti grafiškai pavaizduoti taip:

Kiekviena orbita atitinka atskirą griežtai apibrėžtą trijų rinkinį kvantiniai skaičiai n, l ir m l.

Elektronų pasiskirstymas tarp orbitalių vadinamas elektronų konfigūracija.

Užpildymas atominės orbitalės elektronai atsiranda pagal tris sąlygas:

• Minimalios energijos principas: Elektronai užpildo orbitales pradedant nuo žemiausio energijos polygio. Polygių seka jų energijų didinimo tvarka yra tokia: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;

Kad būtų lengviau atsiminti šią elektroninių polygių pildymo seką, labai patogu yra tokia grafinė iliustracija:

• Pauli principas: Kiekvienoje orbitoje gali būti ne daugiau kaip du elektronai.

Jei orbitoje yra vienas elektronas, tai jis vadinamas nesuporuotu, o jei yra du, tada jie vadinami elektronų pora.

• Hundo taisyklė: stabiliausia atomo būsena yra ta, kai viename polygyje atomas turi didžiausią galimą nesuporuotų elektronų skaičių. Ši stabiliausia atomo būsena vadinama pagrindine.

Tiesą sakant, tai, kas išdėstyta pirmiau, reiškia, kad, pavyzdžiui, 1-ojo, 2-ojo, 3-iojo ir 4-ojo elektronų išdėstymas trijose p-polygio orbitose bus atliekamas taip:

Atominės orbitalės užpildomos iš vandenilio, kurio įkrovos numeris yra 1, į kriptoną (Kr), kurio įkrovos skaičius yra 36, ​​taip:

Toks atominių orbitalių užpildymo tvarkos pavaizdavimas vadinamas energijos diagrama. Remiantis atskirų elementų elektroninėmis diagramomis, galima užrašyti jų vadinamąsias elektronines formules (konfigūracijas). Taigi, pavyzdžiui, elementas, turintis 15 protonų ir dėl to 15 elektronų, t.y. fosforo (P) energijos diagrama bus tokia:

Pavertus į elektroninę formulę, fosforo atomas įgis tokią formą:

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

Įprasto dydžio skaičiai polygio simbolio kairėje rodo energijos lygio numerį, o viršutiniai indeksai dešinėje polygio simbolio rodo elektronų skaičių atitinkamame polygyje.

Žemiau pateikiamos D.I. pirmųjų 36 periodinės lentelės elementų elektroninės formulės. Mendelejevas.

Kaip jau minėta, pagrindinėje būsenoje elektronai atominėse orbitose išsidėstę pagal mažiausios energijos principą. Tačiau esant tuščioms p-orbitalėms pagrindinėje atomo būsenoje, dažnai, suteikiant jam energijos perteklių, atomas gali būti perkeltas į vadinamąją sužadintą būseną. Pavyzdžiui, boro atomas pagrindinėje būsenoje turi elektroninę konfigūraciją ir tokios formos energijos diagramą:

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

Ir susijaudinus (*), t.y. Kai boro atomui suteikiama šiek tiek energijos, jo elektronų konfigūracija ir energijos diagrama atrodys taip:

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

Priklausomai nuo to, kuris atomo polygis užpildytas paskutinis, cheminiai elementai skirstomi į s, p, d arba f.

s, p, d ir f elementų radimas lentelėje D.I. Mendelejevas:

• S elementai turi paskutinį s polygį, kurį reikia užpildyti. Šie elementai apima pagrindinių (lentelės langelio kairėje) I ir II grupių pogrupių elementus.
• P elementams užpildomas p polygis. P-elementai apima paskutinius šešis kiekvieno laikotarpio elementus, išskyrus pirmąjį ir septintąjį, taip pat pagrindinių III-VIII grupių pogrupių elementus.
• d-elementai dideliais laikotarpiais yra tarp s- ir p-elementų.
• f-elementai vadinami lantanidais ir aktinidais. Jie išvardyti D.I. lentelės apačioje. Mendelejevas.

Atom- elektra neutrali dalelė, susidedanti iš teigiamai įkrauto branduolio ir neigiamo krūvio elektronų. Atomo centre yra teigiamai įkrautas branduolys. Jis užima nereikšmingą erdvės dalį atomo viduje ir jame sutelktas visas teigiamas krūvis ir beveik visa atomo masė.

Branduolys susideda iš elementariųjų dalelių – protono ir neutrono; Elektronai juda aplink atomo branduolį uždaromis orbitomis.

Protonas (p)- elementarioji dalelė, kurios santykinė masė yra 1,00728 atominės masės vienetų ir krūvis +1 sutartinis vienetas. Protonų skaičius atomo branduolyje yra lygus elemento atominiam skaičiui periodinėje lentelėje. Mendelejevas.

Neutronas (n)- elementarioji neutrali dalelė, kurios santykinė masė yra 1,00866 atominės masės vienetų (amu).

Neutronų skaičius branduolyje N nustatomas pagal formulę:

kur A yra masės skaičius, Z yra branduolio krūvis, lygus protonų skaičiui (eilės skaičius).

Paprastai atomo branduolio parametrai rašomi taip: branduolio krūvis dedamas elemento simbolio apačioje kairėje, o masės skaičius viršuje, pavyzdžiui:

Šis įrašas rodo, kad fosforo atomo branduolinis krūvis (taigi ir protonų skaičius) yra 15, masės skaičius yra 31, o neutronų skaičius yra 31 – 15 = 16. Kadangi protono ir neutrono masės labai skiriasi mažai vienas nuo kito, skaičiaus masė yra maždaug lygi santykinei branduolio atominei masei.

Elektronas (e –)- elementarioji dalelė, kurios masė 0,00055 a. e.m ir sąlyginis mokestis –1. Elektronų skaičius atome lygus atomo branduolio krūviui (elemento eilės numeris D.I. Mendelejevo periodinėje lentelėje).

Elektronai juda aplink branduolį griežtai apibrėžtomis orbitomis, sudarydami vadinamąjį elektronų debesį.

Erdvės aplink atomo branduolį sritis, kurioje greičiausiai (90% ar daugiau) bus rastas elektronas, lemia elektronų debesies formą.

S elektrono elektronų debesis yra sferinis; S-energijos polygyje gali būti daugiausiai du elektronai.

p-elektronų elektronų debesis yra hantelio formos; Trijose p-orbitalėse gali būti daugiausia šeši elektronai.

Orbitalės vaizduojamos kaip kvadratas, kurio viršuje arba apačioje užrašytos pagrindinių ir antrinių kvantinių skaičių reikšmės, apibūdinančios tam tikrą orbitą. Toks įrašas vadinamas grafine elektronine formule, pavyzdžiui:

Šioje formulėje rodyklės žymi elektroną, o rodyklės kryptis atitinka sukimosi kryptį – paties elektrono magnetinį momentą. Elektronai, kurių sukiniai yra priešingi ↓, vadinami poriniais.

Elektroninės elementų atomų konfigūracijos gali būti pavaizduotos elektroninėmis formulėmis, kuriose nurodomi polygio simboliai, koeficientas prieš polygio simbolį parodo jo priklausymą tam tikram lygiui, o simbolio laipsnis. yra tam tikro polygio elektronų skaičius.

1 lentelėje parodyta pirmųjų 20 cheminių elementų periodinės lentelės elementų D.I elementų atomų elektronų apvalkalų struktūra. Mendelejevas.

Cheminiai elementai, kurių atomuose išorinio lygio s-polygis yra papildytas vienu ar dviem elektronais, vadinami s-elementais. Cheminiai elementai, kurių atomuose yra užpildytas p polygis (nuo vieno iki šešių elektronų), vadinami p-elementais.

Elektroninių sluoksnių skaičius cheminio elemento atome yra lygus periodo skaičiui.

Pagal Hundo taisyklė elektronai yra išsidėstę panašiose to paties energijos lygio orbitose taip, kad bendras sukinys būtų maksimalus. Vadinasi, užpildydamas energijos polygį, kiekvienas elektronas pirmiausia užima atskirą ląstelę, o tik po to prasideda jų poravimas. Pavyzdžiui, azoto atome visi p-elektronai bus atskirose ląstelėse, o deguonyje prasidės jų poravimas, kuris visiškai pasibaigs neonu.

Izotopai vadinami to paties elemento atomais, kurių branduoliuose yra tiek pat protonų, bet skirtingą neutronų skaičių.

Izotopai yra žinomi visiems elementams. Todėl periodinėje lentelėje elementų atominės masės yra natūralių izotopų mišinių masių skaičių vidurkis ir skiriasi nuo sveikųjų skaičių. Taigi natūralaus izotopų mišinio atominė masė negali būti pagrindinė atomo, taigi ir elemento, charakteristika. Ši atomo charakteristika yra branduolio krūvis, kuris lemia elektronų skaičių atomo elektroniniame apvalkale ir jo struktūrą.

Pažvelkime į keletą tipiškų užduočių šiame skyriuje.

1 pavyzdys. Kurio elemento atomas turi elektroninę konfigūraciją 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1?

Šis elementas turi vieną 4s elektroną išoriniame energijos lygyje. Vadinasi, šis cheminis elementas yra pagrindinio pogrupio pirmosios grupės ketvirtajame periode. Šis elementas yra kalis.

Yra dar vienas būdas gauti šį atsakymą. Sudėjus bendrą visų elektronų skaičių, gauname 19. Bendras elektronų skaičius lygus elemento atominiam skaičiui. 19 skaičius periodinėje lentelėje yra kalis.

2 pavyzdys. Cheminis elementas atitinka didžiausią oksidą RO 2. Šio elemento atomo išorinio energijos lygio elektroninė konfigūracija atitinka elektroninę formulę:

1. ns 2 np 4
2. ns 2 np 2
3. ns 2 np 3
4. ns 2 np 6

Naudodami aukštesniojo oksido formulę (pažiūrėkite į aukštesnių oksidų formules periodinėje lentelėje), nustatome, kad šis cheminis elementas yra ketvirtoje pagrindinio pogrupio grupėje. Šių elementų išoriniame energijos lygyje yra keturi elektronai – du s ir du p. Todėl teisingas atsakymas yra 2.

Treniruočių užduotys

1. Bendras s-elektronų skaičius kalcio atome yra

1) 20
2) 40
3) 8
4) 6

2. Suporuotų p-elektronų skaičius azoto atome yra

1) 7
2) 14
3) 3
4) 4

3. Nesuporuotų s-elektronų skaičius azoto atome yra lygus

1) 7
2) 14
3) 3
4) 4

4. Elektronų skaičius išoriniame argono atomo energijos lygyje yra

1) 18
2) 6
3) 4
4) 8

5. Protonų, neutronų ir elektronų skaičius 9 4 Be atome lygus

1) 9, 4, 5
2) 4, 5, 4
3) 4, 4, 5
4) 9, 5, 9

6. Elektronų pasiskirstymas elektroniniuose sluoksniuose 2; 8; 4 – atitinka atomą, esantį (in)

1) 3 laikotarpis, IA grupė
2) 2 periodas, IVA grupė
3) 3 periodas, IVA grupė
4) 3 laikotarpis, VA grupė

7. Cheminis elementas, esantis VA grupės 3 periode, atitinka atomo elektroninės struktūros diagramą

1) 2, 8, 6
2) 2, 6, 4
3) 2, 8, 5
4) 2, 8, 2

8. Cheminis elementas, kurio elektronų konfigūracija yra 1s 2 2s 2 2p 4, sudaro lakiąjį vandenilio junginį, kurio formulė yra

1) LT
2) LT 2
3) LT 3
4) LT 4

9. Elektronų sluoksnių skaičius cheminio elemento atome yra lygus

1) jo serijos numeris
2) grupės numeris
3) neutronų skaičius branduolyje
4) laikotarpio numeris

10. Išorinių elektronų skaičius pagrindinių pogrupių cheminių elementų atomuose yra lygus

1) elemento serijos numeris
2) grupės numeris
3) neutronų skaičius branduolyje
4) laikotarpio numeris

11. Kiekvieno serijos cheminio elemento atomų išoriniame elektronų sluoksnyje yra du elektronai

1) Jis, Be, Ba
2) Mg, Si, O
3) C, Mg, Ca
4) Ba, Sr, B

12. Cheminis elementas, kurio elektroninė formulė yra 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1, sudaro sudėties oksidą

1) Li 2 O
2) MgO
3) K 2 O
4) Na2O

13. Elektronų sluoksnių skaičius ir p-elektronų skaičius sieros atome yra lygus

1) 2, 6
2) 3, 4
3) 3, 16
4) 3, 10

14. Elektroninė konfigūracija ns 2 np 4 atitinka atomą

1) chloras
2) siera
3) magnio
4) silicio

15. Natrio atomo valentiniai elektronai pagrindinėje būsenoje yra energijos polygyje

1) 2s
2) 2p
3) 3s
4) 3p

16. Azoto ir fosforo atomai turi

1) tiek pat neutronų
2) tiek pat protonų
3) ta pati išorinio elektroninio sluoksnio konfigūracija

17. Kalcio ir kalcio atomai turi tokį patį valentinių elektronų skaičių.

1) kalio
2) aliuminio
3) berilio
4) boras

18. Anglies ir fluoro atomai turi

1) tiek pat neutronų
2) tiek pat protonų
3) tiek pat elektroninių sluoksnių
4) tiek pat elektronų

19. Anglies atomas pagrindinėje būsenoje turi tiek nesuporuotų elektronų

1) 1
3) 3
2) 2
4) 4

20. Deguonies atome pagrindinėje būsenoje suporuotų elektronų skaičius yra lygus

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 arba izotopo žymėjimas: (E yra elemento simbolis), pavyzdžiui: .

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 orbitalės 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 (sudarytas iš vieno s-orbitalės), simbolis - .
p- polygis (sudaro trys p
d- polygis (sudaro penkis d-orbitalės), simbolis - .
f- polygis (sudaro septyni 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 žemesnio lygio, 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 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.

Kadangi vykstant cheminėms reakcijoms reaguojančių atomų branduoliai išlieka nepakitę (išskyrus radioaktyvius virsmus), atomų cheminės savybės priklauso nuo jų elektroninio apvalkalo sandaros. teorija elektroninė atomo struktūra pastatytas kvantinės mechanikos aparato pagrindu. Taigi, atominės energijos lygių struktūrą galima gauti remiantis kvantiniais mechaniniais elektronų radimo erdvėje aplink atomo branduolį tikimybių skaičiavimais ( ryžių. 4.5).

Ryžiai. 4.5. Energijos lygių padalijimo į polygius schema

Atomo elektroninės sandaros teorijos pagrindai redukuojami iki šių nuostatų: kiekvieno elektrono būsena atome apibūdinama keturiais kvantiniais skaičiais: pagrindinis kvantinis skaičius.  n = 1, 2, 3,; orbitinė (azimutinė) l=0,1,2, n–1;   magnetinis m l –1,0,1,  m= -l, magnetinis s = -1/2, 1/2 .

Pagal ;   suktis Pauli principas m , tame pačiame atome negali būti dviejų elektronų, turinčių tą patį keturių kvantinių skaičių rinkinį s; elektronų rinkiniai, turintys tuos pačius pagrindinius kvantinius skaičius n, sudaro elektronų sluoksnius arba atomo energijos lygius, sunumeruotus pagal branduolį ir žymimus kaip K, L, M, N, O, P, Q, ir energijos sluoksnyje su nurodyta verte n negali būti daugiau nei 2n 2 elektronų. Elektronų, turinčių tuos pačius kvantinius skaičius, rinkiniai n Ir m, sudaro polygius, pažymėtus jiems tolstant nuo šerdies kaip s, p, d, f.

Tikimybinis elektrono padėties erdvėje aplink atomo branduolį nustatymas atitinka Heizenbergo neapibrėžties principą. Remiantis kvantinės mechanikos sampratomis, elektronas atome neturi konkrečios judėjimo trajektorijos ir gali būti bet kurioje erdvės dalyje aplink branduolį, o įvairios jo padėtys laikomos elektronų debesiu, turinčiu tam tikrą neigiamo krūvio tankį. Erdvė aplink branduolį, kurioje greičiausiai bus elektronas, vadinama orbitos. Jame yra apie 90% elektronų debesies. Kiekvienas polygis 1s, 2s, 2p ir tt atitinka tam tikrą skaičių tam tikros formos orbitų. Pavyzdžiui, 1s- Ir 2s- orbitalės yra sferinės ir 2p-orbitos ( 2p x , 2p y , 2p z-orbitalės) yra orientuotos viena kitai statmenomis kryptimis ir turi hantelio formą ( ryžių. 4.6).

Ryžiai. 4.6. Elektronų orbitalių forma ir orientacija.

Vykstant cheminėms reakcijoms, atomo branduolys nepasikeičia, keičiasi tik elektroniniai atomų apvalkalai, kurių struktūra paaiškina daugelį cheminių elementų savybių. Remiantis atomo elektroninės sandaros teorija, buvo nustatyta Mendelejevo periodinio cheminių elementų dėsnio gilioji fizikinė prasmė ir sukurta cheminio ryšio teorija.

Teorinis periodinės cheminių elementų sistemos pagrindimas apima duomenis apie atomo struktūrą, patvirtinantį ryšį tarp cheminių elementų savybių pokyčių periodiškumo ir periodinio panašaus tipo elektroninių jų atomų konfigūracijų pasikartojimo.

Atsižvelgiant į atomo sandaros doktriną, Mendelejevo visų elementų padalijimas į septynis periodus tampa pagrįstas: periodo skaičius atitinka atomų, užpildytų elektronais, energijos lygių skaičių. Mažais laikotarpiais, padidėjus teigiamam atomų branduolių krūviui, elektronų skaičius išoriniame lygyje padidėja (nuo 1 iki 2 per pirmąjį laikotarpį ir nuo 1 iki 8 per antrąjį ir trečiąjį periodus), o tai paaiškina elementų savybių pokytis: laikotarpio pradžioje (išskyrus pirmąjį) yra šarminis metalas, vėliau stebimas laipsniškas metalinių savybių silpnėjimas ir nemetalinių savybių stiprėjimas. Šį modelį galima atsekti antrojo laikotarpio elementams 4.2 lentelė.

4.2 lentelė.

Dideliais laikotarpiais, didėjant branduolių krūviui, sunkesnis lygių užpildymas elektronais, o tai paaiškina sudėtingesnį elementų savybių kitimą, palyginti su mažų periodų elementais.

Cheminių elementų savybių identiškumas pogrupiuose paaiškinamas panašia išorinio energijos lygio struktūra, kaip parodyta stalo 4.3, iliustruojantis energijos lygių užpildymo elektronais seką šarminių metalų pogrupiams.

4.3 lentelė.

Grupės numeris paprastai nurodo elektronų skaičių atome, kuris gali dalyvauti formuojant cheminius ryšius. Tai yra fizinė grupės numerio reikšmė. Keturiose periodinės lentelės vietose elementai nėra išdėstyti didėjančios atominės masės tvarka:   Ar Ir K,Co Ir Ni,Te Ir aš,Th Ir Pa. Šie nukrypimai buvo laikomi periodinės cheminių elementų lentelės trūkumais. Atomo sandaros doktrina paaiškino šiuos nukrypimus. Eksperimentinis branduolinių krūvių nustatymas parodė, kad šių elementų išsidėstymas atitinka jų branduolių krūvių padidėjimą. Be to, eksperimentinis atomų branduolių krūvių nustatymas leido nustatyti elementų skaičių tarp vandenilio ir urano, taip pat lantanidų skaičių. Dabar visos periodinės lentelės vietos užpildomos intervalu nuo Z=1į Z=114, tačiau periodinė sistema nėra pilna, galima atrasti naujų transurano elementų.