Elektroninė elementų struktūra. Elektroninė atomo struktūra

Bet kuri medžiaga yra sudaryta iš labai mažų dalelių, vadinamų atomai . Atomas yra mažiausia dalelė cheminis elementas, išsaugokite viską būdingos savybės. Norint įsivaizduoti atomo dydį, pakanka pasakyti, kad jei jie galėtų būti išdėstyti arti vienas kito, milijonas atomų užimtų tik 0,1 mm atstumą.

Tolesnė materijos sandaros mokslo plėtra parodė, kad atomas taip pat turi sudėtinga struktūra ir susideda iš elektronų ir protonų. Taip ir atsirado elektronų teorija materijos struktūra.

Senovėje buvo atrasta, kad yra dviejų tipų elektra: teigiama ir neigiama. Kūne esantis elektros kiekis buvo vadinamas krūviu. Priklausomai nuo kūno turimos elektros energijos tipo, krūvis gali būti teigiamas arba neigiamas.

Taip pat eksperimentiškai buvo nustatyta, kad panašūs krūviai atstumia, o kitaip nei traukia.

Pasvarstykime elektroninė atomo struktūra. Atomai yra sudaryti iš dar mažesnių dalelių nei jie patys, vadinami elektronų.

APIBRĖŽIMAS:Elektronas yra mažiausia dalelė mažiausią neigiamą elektros krūvį turinti medžiaga.

Elektronai sukasi aplinkui centrinė šerdis, susidedantis iš vieno ar kelių protonų Ir neutronų, koncentrinėse orbitose. Elektronai – tai neigiamo krūvio dalelės, protonai – teigiamai, o neutronai – neutralūs (1.1 pav.).

APIBRĖŽIMAS:Protonas yra mažiausia medžiagos dalelė, turinti mažiausią teigiamą elektros krūvį.

Elektronų ir protonų egzistavimas nekelia abejonių. Mokslininkai ne tik nustatė elektronų ir protonų masę, krūvį ir dydį, bet netgi privertė juos dirbti įvairiuose elektros ir radijo inžinerijos įrenginiuose.

Taip pat buvo nustatyta, kad elektrono masė priklauso nuo jo judėjimo greičio ir kad elektronas ne tik juda į priekį erdvėje, bet ir sukasi aplink savo ašį.

Paprasčiausia struktūra yra vandenilio atomas (1.1 pav.). Jį sudaro protono branduolys ir dideliu greičiu aplink branduolį besisukantis elektronas, sudarantis išorinį atomo apvalkalą (orbitą). Sudėtingesni atomai turi kelis apvalkalus, per kuriuos sukasi elektronai.

Šie apvalkalai nuosekliai užpildomi iš branduolio elektronais (1.2 pav.).

Dabar pažiūrėkime į tai . Tolimiausias apvalkalas vadinamas valentingumas, o jame esančių elektronų skaičius vadinamas valentingumas. Kuo toliau nuo šerdies valentinis apvalkalas, todėl tuo mažesnę traukos jėgą patiria kiekvienas valentinis elektronas iš branduolio. Taigi, atomas padidina galimybę prijungti elektronus prie savęs tuo atveju, jei valentinis apvalkalas nėra užpildytas ir yra toli nuo branduolio, arba juos praranda.
Išorinio apvalkalo elektronai gali priimti energiją. Jeigu valentingame apvalkale esantys elektronai reikiamą energijos lygį gauna iš išorinės jėgos, jie gali nuo jo atitrūkti ir palikti atomą, tai yra tapti laisvais elektronais. Laisvieji elektronai gali atsitiktinai judėti iš vieno atomo į atomą. Tos medžiagos, kuriose yra didelis skaičius laisvųjų elektronų, yra vadinami laidininkai .

Izoliatoriai , yra laidininkų priešingybė. Jie apsaugo nuo nutekėjimo elektros srovė. Izoliatoriai yra stabilūs, nes vienų atomų valentiniai elektronai užpildo kitų atomų valentinius apvalkalus, juos sujungdami. Tai neleidžia susidaryti laisviesiems elektronams.
Tarpinė padėtis tarp izoliatorių ir laidininkų užima puslaidininkiai , bet apie juos pakalbėsime vėliau
Pasvarstykime atomo savybės. Atomas, turintis tiek pat elektronų ir protonų, yra elektriškai neutralus. Atomas, įgyjantis vieną ar daugiau elektronų, tampa neigiamai įkrautas ir vadinamas neigiamas jonas. Jei atomas praranda vieną ar daugiau elektronų, jis tampa teigiamas jonas, tai yra, jis įkraunamas teigiamai.

Pažiūrėkime, kaip kuriamas atomas. Nepamirškite, kad kalbėsime tik apie modelius. Praktiškai atomų yra daug daugiau sudėtinga struktūra. Tačiau šiuolaikinių pokyčių dėka mes galime paaiškinti ir netgi sėkmingai numatyti savybes (net jei ne visas). Taigi, kokia yra atomo struktūra? Iš ko jis padarytas?

Atomo planetinis modelis

Pirmą kartą jį pasiūlė danų fizikas N. Bohras 1913 m. Tai pirmoji atominės sandaros teorija, pagrįsta mokslinius faktus. Be to, tai padėjo pagrindą šiuolaikinei teminei terminijai. Jame gaminasi elektronų dalelės sukamieji judesiai aplink atomą pagal tą patį principą kaip ir planetos aplink Saulę. Bohras pasiūlė, kad jie galėtų egzistuoti tik orbitose, esančiose griežtai apibrėžtu atstumu nuo branduolio. Mokslininkas negalėjo paaiškinti, kodėl taip yra moksliniu požiūriu, tačiau tokį modelį patvirtino daugybė eksperimentų. Orbitoms žymėti buvo naudojami sveikieji skaičiai, pradedant nuo vieno, kuris buvo sunumeruotas arčiausiai branduolio. Visos šios orbitos dar vadinamos lygiais. Vandenilio atomas turi tik vieną lygį, kuriame sukasi vienas elektronas. Tačiau sudėtingi atomai taip pat turi lygius. Jie yra suskirstyti į komponentus, kurie sujungia panašius energijos potencialas elektronų. Taigi, antrasis jau turi du polygius - 2s ir 2p. Trečias jau turi tris – 3s, 3p ir 3d. Ir taip toliau. Pirmiausia „apgyvendinami“ arčiau šerdies esantys polygiai, o paskui – tolimieji. Kiekvienas iš jų gali turėti tik tam tikrą elektronų skaičių. Bet tai dar ne pabaiga. Kiekvienas polygis yra padalintas į orbitas. Palyginkime su įprastas gyvenimas. Atomo elektronų debesis yra panašus į miestą. Lygiai yra gatvės. Polygis – privatus namas arba butas. Orbital – kambarys. Kiekvienas iš jų „gyvena“ vienu ar dviem elektronais. Visi jie turi konkrečius adresus. Tai buvo pirmoji atomo sandaros schema. Ir galiausiai apie elektronų adresus: juos lemia skaičių rinkiniai, vadinami „kvantiniais“.

Atomo bangų modelis

Bet su laiku planetinis modelis buvo peržiūrėtas. Buvo pasiūlyta antroji atominės sandaros teorija. Tai pažangesnė ir leidžia paaiškinti rezultatus praktiniai eksperimentai. Pirmasis buvo pakeistas atomo banginiu modeliu, kurį pasiūlė E. Schrödingeris. Tada jau buvo nustatyta, kad elektronas gali pasireikšti ne tik kaip dalelė, bet ir kaip banga. Ką padarė Schrödingeris? Jis pritaikė lygtį, apibūdinančią bangos judėjimą. Taigi galima rasti ne elektrono trajektoriją atome, o jo aptikimo tam tikrame taške tikimybę. Abi teorijas vienija tai, kad elementariosios dalelės yra tam tikruose lygiuose, polygiuose ir orbitose. Čia modelių panašumas baigiasi. Pateiksiu vieną pavyzdį – in bangų teorija Orbitalė yra sritis, kurioje elektroną galima rasti su 95% tikimybe. Likusi erdvė užima 5%. Tačiau galiausiai paaiškėjo, kad atomų struktūrinės ypatybės pavaizduotos naudojant bangų modelį, nepaisant to, kad vartojama terminija yra įprasta.

Tikimybės samprata šiuo atveju

Kodėl buvo vartojamas šis terminas? Heisenbergas 1927 m. suformulavo neapibrėžtumo principą, kuris dabar naudojamas mikrodalelių judėjimui apibūdinti. Tai pagrįsta esminiu jų skirtumu nuo įprastų fiziniai kūnai. Kas tai? Klasikinė mechanika daroma prielaida, kad žmogus gali stebėti reiškinius nedarydamas jiems įtakos (stebėjimas dangaus kūnai). Remiantis gautais duomenimis, galima apskaičiuoti, kur tam tikru momentu bus objektas. Tačiau mikrokosmose viskas būtinai skiriasi. Taigi, pavyzdžiui, dabar neįmanoma stebėti elektrono jam nepadarius įtakos dėl to, kad instrumento ir dalelės energijos yra nepalyginamos. Dėl to keičiasi elementariosios dalelės vieta, būsena, kryptis, judėjimo greitis ir kiti parametrai. Ir nėra prasmės kalbėti apie tikslias charakteristikas. Pats neapibrėžtumo principas mums sako, kad neįmanoma apskaičiuoti tikslios elektrono trajektorijos aplink branduolį. Galite nurodyti tik tikimybę rasti dalelę tam tikroje erdvės srityje. Tai yra cheminių elementų atomų sandaros ypatumai. Tačiau į tai turėtų atsižvelgti tik mokslininkai, atlikdami praktinius eksperimentus.

Atominė sudėtis

Bet sutelkime dėmesį į visą temą. Taigi, be gerai apgalvoto elektronų apvalkalo, antrasis atomo komponentas yra branduolys. Jį sudaro teigiamai įkrauti protonai ir neutralūs neutronai. Mes visi esame susipažinę su periodine lentele. Kiekvieno elemento skaičius atitinka jame esančių protonų skaičių. Neutronų skaičius lygus skirtumui tarp atomo masės ir jo protonų skaičiaus. Gali būti nukrypimų nuo šios taisyklės. Tada jie sako, kad yra elemento izotopas. Atomo struktūra yra tokia, kad jis yra "apsuptas" elektronų apvalkalo. paprastai lygus protonų skaičiui. Pastarojo masė yra maždaug 1840 kartų didesnė už pirmojo ir yra maždaug lygi neutrono svoriui. Branduolio spindulys yra maždaug 1/200 000 atomo skersmens. Jis pats turi sferinę formą. Tai apskritai yra cheminių elementų atomų struktūra. Nepaisant masės ir savybių skirtumo, jie atrodo maždaug vienodai.

Orbitos

Kalbant apie tai, kas yra atominės struktūros diagrama, negalima apie jas tylėti. Taigi, yra šių tipų:

1. s. Jie turi sferinę formą.
2. p. Jie atrodo kaip trimatė aštuoneto figūrėlė arba verpstė.
3. d ir f. Turi sudėtinga forma, kurią sunku apibūdinti formalia kalba.

Kiekvieno tipo elektroną galima rasti atitinkamoje orbitoje su 95% tikimybe. Pateikta informacija turi būti vertinama ramiai, nes ji yra gana abstrakti matematinis modelis, o ne fizinė situacijos tikrovė. Tačiau nepaisant viso to, ji turi gerą nuspėjamoji galia apie atomų ir net molekulių chemines savybes. Kuo toliau nuo branduolio yra lygis, tuo daugiau elektronų gali būti ant jo. Taigi, orbitų skaičių galima apskaičiuoti naudojant specialią formulę: x 2. Čia x yra lygus lygių skaičiui. Ir kadangi orbitoje gali būti iki dviejų elektronų, galiausiai jų skaitmeninės paieškos formulė atrodys taip: 2x 2.

Orbitos: techniniai duomenys

Jei kalbėsime apie fluoro atomo struktūrą, jis turės tris orbitales. Jie visi bus užpildyti. Viename polygyje esančių orbitų energija yra tokia pati. Norėdami juos pažymėti, pridėkite sluoksnio numerį: 2s, 4p, 6d. Grįžkime prie pokalbio apie fluoro atomo sandarą. Jis turės du s ir vieną p polygį. Jame yra devyni protonai ir tiek pat elektronų. Pirmasis s lygis. Tai du elektronai. Tada antrasis s lygis. Dar du elektronai. Ir 5 užpildo p lygį. Tai yra jo struktūra. Perskaitę kitą paantraštę, galite tai padaryti patys būtinus veiksmus ir tuo įsitikinti. Jei kalbėsime apie tai, kuris fluoras taip pat priklauso, reikia pažymėti, kad jie, nors ir priklauso tai pačiai grupei, savo savybėmis visiškai skiriasi. Taigi, jų virimo temperatūra svyruoja nuo -188 iki 309 laipsnių Celsijaus. Tai kodėl jie buvo vieningi? Visi aciu cheminės savybės. Visi halogenai ir didžiausiu mastu fluoras pasižymi didžiausiu oksidaciniu gebėjimu. Jie reaguoja su metalais ir gali savaime užsidegti kambario temperatūroje be jokių problemų.

Kaip užpildomos orbitos?

Pagal kokias taisykles ir principus yra išdėstyti elektronai? Siūlome susipažinti su trimis pagrindiniais, kurių formuluotės buvo supaprastintos, kad būtų geriau suprasti:

1. Mažiausios energijos principas. Elektronai linkę užpildyti orbitales energijos didėjimo tvarka.
2. Pauliaus principas. Vienoje orbitoje negali būti daugiau nei du elektronai.
3. Hundo taisyklė. Viename polygyje elektronai pirmiausia užpildo tuščias orbitas, o tik tada sudaro poras.

Atomo struktūra padės jį užpildyti ir tokiu atveju taps labiau suprantama vaizdo požiūriu. Todėl kai praktinis darbas Kurdami grandinės schemas, turite ją turėti po ranka.

Pavyzdys

Norėdami apibendrinti viską, kas buvo pasakyta straipsnyje, galite sudaryti pavyzdį, kaip atomo elektronai pasiskirsto tarp jų lygių, polygių ir orbitalių (tai yra, kokia yra lygių konfigūracija). Jis gali būti pavaizduotas kaip formulė, energijos diagrama arba sluoksnių diagrama. Čia yra labai gerų iliustracijų, kurios, atidžiai išnagrinėjus, padeda suprasti atomo sandarą. Taigi pirmiausia užpildomas pirmasis lygis. Jis turi tik vieną polygį, kuriame yra tik viena orbita. Visi lygiai užpildomi nuosekliai, pradedant nuo mažiausio. Pirma, viename polygyje kiekvienoje orbitoje yra vienas elektronas. Tada sukuriamos poros. O jei yra laisvų, įvyksta perėjimas prie kito užpildymo dalyko. O dabar galite patys išsiaiškinti, kokia yra azoto ar fluoro atomo struktūra (tai buvo svarstyta anksčiau). Iš pradžių tai gali būti šiek tiek sudėtinga, bet galite vadovautis paveikslėliais. Aiškumo dėlei pažvelkime į azoto atomo struktūrą. Jame yra 7 protonai (kartu su neutronais, kurie sudaro branduolį) ir tiek pat elektronų (sudarančių elektronų apvalkalą). Pirmiausia užpildomas pirmasis s lygis. Turi 2 elektronus. Tada ateina antrasis s lygis. Jame taip pat yra 2 elektronai. O kiti trys yra dedami į p lygmenį, kur kiekvienas iš jų užima vieną orbitą.

Išvada

Kaip matote, atomo struktūra nėra tokia sudėtinga tema(jei artėjate iš padėties mokyklos kursas chemija, žinoma). Ir supranti Ši tema nėra sunku. Galiausiai norėčiau papasakoti apie kai kurias funkcijas. Pavyzdžiui, kalbant apie deguonies atomo struktūrą, žinome, kad jis turi aštuonis protonus ir 8-10 neutronų. O kadangi gamtoje viskas linkusi balansuoti, du deguonies atomai sudaro molekulę, kurioje susidaro du nesuporuoti elektronai kovalentinis ryšys. Panašiu būdu susidaro ir kita stabili deguonies molekulė – ozonas (O 3). Žinodami deguonies atomo struktūrą, galite teisingai sudaryti formules oksidacinės reakcijos, kurios apima labiausiai paplitusią medžiagą Žemėje.

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

Branduolys susideda iš elementariųjų dalelių – protono ir neutrono; aplinkui atomo branduolys Elektronai juda uždarose orbitose.

Protonas (p) - elementarioji dalelė Su santykinė masė 1,00728 atominis vienetas masė ir krūvis +1 sutartinis vienetas. Protonų skaičius atomo branduolyje yra lygus elemento atominiam skaičiui periodinėje sistemoje D.I. 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 skaičiui protonai (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, virš arba po juo užrašytos pirminės ir antrinės reikšmės. kvantiniai skaičiai, apibūdinantis šią orbitą. Toks įrašas vadinamas grafine elektronine formule, pavyzdžiui:

Šioje formulėje rodyklės žymi elektroną, o rodyklės kryptis atitinka sukimosi kryptį – savo magnetinis momentas elektronas. Elektronai, kurių sukiniai yra priešingi ↓, vadinami poriniais.

Elektronines elementų atomų konfigūracijas galima pavaizduoti elektroninėmis formulėmis, kuriose nurodomi polygio simboliai, esantis prieš polygio simbolį, rodo jo priklausymą šis lygis, 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.

Skaičius elektroniniai sluoksniai 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 bus visi p-elektronai atskiros ląstelės, o deguoniui prasidės jų poravimas, kuris visiškai pasibaigs neonui.

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

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

Pažvelkime į keletą tipinės užduotysšiam skyriui.

1 pavyzdys. Atomas, kurio elementas turi elektroninė konfigūracija 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 ?

Išoriniame energijos lygmenyje šio elemento yra vienas 4s elektronas. Vadinasi, šis cheminis elementas yra pagrindinio pogrupio pirmosios grupės ketvirtajame periode. Šis elementas yra kalis.

Yra dar vienas būdas gauti šį atsakymą. Sulankstytas viso visų elektronų, gauname 19. Iš viso elektronų yra lygus elemento atominiam skaičiui. Skaičius 19 periodinėje lentelėje yra kalis.

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

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

Pagal aukštesniojo oksido formulę (žr. formules didesni oksidai periodinėje lentelėje) nustatome, kad šis cheminis elementas yra ketvirtoje grupėje pagrindinis pogrupis. 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

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 diagramą elektroninė struktūra atomas

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

8. Cheminis elementas, kurio elektronų konfigūracija 1s 2 2s 2 2p 4, sukuria lakią vandenilio jungtis, kurio formulė

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. Skaičius išoriniai elektronai 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. Tas pats numeris valentiniai elektronai turi kalcio atomų ir

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

Elektroninė atomo konfigūracija yra formulė, rodanti elektronų išsidėstymą atome pagal lygius ir polygius. Išstudijavę straipsnį, sužinosite, kur ir kaip yra elektronai, susipažinsite su kvantiniais skaičiais ir galėsite sukonstruoti elektroninę atomo konfigūraciją pagal jo skaičių straipsnio pabaigoje yra elementų lentelė.

Kodėl verta studijuoti elektroninę elementų konfigūraciją?

Atomai yra kaip konstrukcinis rinkinys: yra tam tikras skaičius dalių, jos skiriasi viena nuo kitos, tačiau dvi to paties tipo dalys yra visiškai vienodos. Tačiau šis konstrukcinis rinkinys yra daug įdomesnis nei plastikinis ir štai kodėl. Konfigūracija keičiasi priklausomai nuo to, kas yra šalia. Pavyzdžiui, deguonis šalia vandenilio Gal būt

virsta vandeniu, kai prie natrio virsta dujomis, o kai prie geležies visiškai paverčia rūdimis.

Norint atsakyti į klausimą, kodėl taip atsitinka, ir numatyti atomo elgesį šalia kito, būtina ištirti elektroninę konfigūraciją, kuri bus aptarta toliau.

Kiek elektronų yra atome?

Atomas susideda iš branduolio ir aplink jį besisukančių elektronų branduolį sudaro protonai ir neutronai. Neutralioje būsenoje kiekvienas atomas turi elektronų skaičių, lygų protonų skaičiui jo branduolyje. Protonų skaičius žymimas elemento atominiu numeriu, pavyzdžiui, siera turi 16 protonų - 16-asis periodinės lentelės elementas. Auksas turi 79 protonus – 79-ąjį periodinės lentelės elementą. Atitinkamai, siera neutralioje būsenoje turi 16 elektronų, o auksas – 79 elektronus.

• Kur ieškoti elektrono?
• Stebint elektrono elgesį, buvo išvesti tam tikri modeliai, jie apibūdinami kvantiniais skaičiais, iš viso yra keturi:
• Pagrindinis kvantinis skaičius
• Orbitinis kvantinis skaičius

Magnetinis kvantinis skaičius

Sukimosi kvantinis skaičius Orbitinė Be to, vietoj žodžio orbita vartosime terminą „orbita“, orbita yra

bangos funkcija
apytiksliai elektronas yra sritis, kurioje elektronas praleidžia 90% savo laiko.
N – lygis
L - apvalkalas

M l – orbitos skaičius

M s – pirmasis arba antrasis elektronas orbitoje Orbitinis kvantinis skaičius l Ištyrus elektronų debesį, buvo nustatyta, kad priklausomai nuo

energijos lygis
, debesis yra keturių pagrindinių formų: rutulio, hantelio ir dar dviejų sudėtingesnių.
Energijos didėjimo tvarka šios formos vadinamos s-, p-, d- ir f-apvalkalais.
Kiekvienas iš šių apvalkalų gali turėti 1 (ant s), 3 (ant p), 5 (ant d) ir 7 (ant f) orbitales. Orbitos kvantinis skaičius yra apvalkalas, kuriame yra orbitos. Orbitalių s, p, d ir f orbitų kvantinis skaičius yra atitinkamai 0, 1, 2 arba 3.

Ant s apvalkalo yra viena orbitalė (L=0) – du elektronai

Ant p apvalkalo yra trys orbitos, jos žymimos skaičiais nuo -L iki +L, tai yra, p apvalkalui (L=1) yra orbitos „-1“, „0“ ir „1“. .

Magnetinis kvantinis skaičius žymimas raide m l.

Korpuso viduje elektronams lengviau išsidėstyti skirtingose ​​orbitalėse, todėl pirmieji elektronai užpildo po vieną kiekvienoje orbitoje, o vėliau prie kiekvienos pridedama elektronų pora.
Apsvarstykite d-shell:

D-apvalkalas atitinka reikšmę L=2, tai yra penkios orbitalės (-2,-1,0,1 ir 2), pirmieji penki elektronai užpildo apvalkalą, gaudami reikšmes M l =-2, M l =-1, Ml =0, Ml =1, Ml =2.

Sukimosi kvantinis skaičius m s

Sukas yra elektrono sukimosi aplink savo ašį kryptis, yra dvi kryptys, todėl sukimosi kvantinis skaičius turi dvi reikšmes: +1/2 ir -1/2. Viename energijos polygyje gali būti tik du elektronai su priešingais sukiniais. Sukimosi kvantinis skaičius žymimas m s

Pagrindinis kvantinis skaičius n Pagrindinis kvantinis skaičius yra energijos lygis tiesŠis momentas žinomi septyni energijos lygiai, kurių kiekvienas yra nurodytas Arabiškas skaitmuo

: 1,2,3,...7. Apvalkalų skaičius kiekviename lygyje yra lygus lygio skaičiui: pirmame lygyje yra vienas apvalkalas, antrame – du ir t.t.

Elektronų skaičius

Taigi, bet kurį elektroną galima apibūdinti keturiais kvantiniais skaičiais, šių skaičių derinys yra unikalus kiekvienai elektrono pozicijai, paimkite pirmąjį elektroną, žemiausias energijos lygis yra N = 1, pirmame lygyje yra vienas apvalkalas, pirmasis apvalkalas bet kuriame lygyje turi rutulio formą (s -shell), t.y. L=0, magnetinis kvantinis skaičius gali turėti tik vieną reikšmę, M l =0 ir sukinys bus lygus +1/2.

Jei imsime penktąjį elektroną (kad ir kokiame atome jis būtų), tai pagrindiniai jo kvantiniai skaičiai bus: N=2, L=1, M=-1, sukinys 1/2. Cheminės medžiagos yra tai, iš ko susideda 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 agregacijos būsena(kietos, skystos ar dujinės), šilumos laidumas, šiluminė talpa, tirpumas

skirtingos aplinkos (vanduo, alkoholis ir kt.), tankis, spalva, skonis ir kt. 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 teigiamą krūvį, o elektronas turi vienetą teigiamą krūvį 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.

Nes 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 matote iš aukščiau esančios lentelės, vieno cheminio elemento atomai gali skirtis neutronų skaičiumi savo 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 paprastai 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 išreikštas matematiškai 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, bet 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:

Kvantinė mechanika turi itin sudėtingą matematinį aparatą, todėl mokyklinio chemijos kurso rėmuose 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 verčių diapazonas – visi sveikieji skaičiai, 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- orbitalės. s-orbitalės yra sferinės formos ir neturi kryptingumo erdvėje:

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

Vadinamos orbitalės, kurių l = 2 d- orbitalės, o kai l = 3 – f- orbitalės. 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. viso 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, turinčios „trimatės aštuonių figūros“ formą, atitinka tris magnetinio kvantinio skaičiaus reikšmes (-1, 0, +1), kurios savo ruožtu atitinka trys kryptys, 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 elektroninis apvalkalas. Bet koks savavališkas energijos lygis su tam tikru skaičiumi n susideda iš n 2 orbitalių.

Daug 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 kvantinių skaičių n, l ir m l rinkinį.

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 didėjančia jų energijų 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:

Konvertuojant 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.