Atomų sandara naudojant konkrečius pavyzdžius. Cheminių elementų atomų sandara

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 ;   = -1/2, 1/2 .

suktis s Pagal Pauli principas m , tame pačiame atome negali būti dviejų elektronų, turinčių tą patį keturių kvantinių skaičių rinkinį ;   n, l, m , m; 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 2 negali būti daugiau nei K, L, M, N, O, P, Q 2n m elektronų. Elektronų, turinčių tuos pačius kvantinius skaičius, rinkiniai Ir.

, 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 orbita. 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 2s- 2p -orbitos ( x -orbitos ( , 2p-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 2n K,Co 2n Ni,Te 2n aš,Th 2n 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.

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 juda orbitomis aplink branduolį, 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 atomų 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%) s, p, d, f.

Kvantiniai skaičiai. Pauliaus principas. Klečkovskio taisyklės

Elektrono būseną atome galima apibūdinti naudojant keturis kvantiniai skaičiai.

K, L, M, N, O, P, Q– 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 žeme. Būsenos su didesnėmis reikšmėmis vadinamos susijaudinusiomis. Energijos lygiai žymimi arabiškais skaitmenimis pagal n reikšmę. Elektronai gali būti išdėstyti septyniais lygiais, todėl n tikrai egzistuoja nuo 1 iki 7. Pagrindinis kvantinis skaičius lemia elektronų debesies dydį ir vidutinį elektrono spindulį atome.

m– 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

– 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. Nustatyta 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, 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

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:

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:

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

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:

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

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

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 cheminių virsmų. Pavyzdžiui, fizikinės medžiagos savybės yra jos agregacijos būsena (kieta, skysta ar dujinė), šilumos laidumas, šiluminė talpa, tirpumas įvairiose terpėse (vandenyje, alkoholyje ir kt.), tankis, spalva, skonis ir kt.

Kai kurių cheminių medžiagų virtimas kitomis medžiagomis vadinamas cheminiais reiškiniais arba cheminėmis reakcijomis. Reikėtų pažymėti, kad yra ir fizinių reiškinių, kuriuos akivaizdžiai lydi bet kokių fizikinių medžiagos savybių pasikeitimas, jai nevirstant į kitas medžiagas. Pavyzdžiui, fiziniai reiškiniai apima ledo tirpimą, vandens užšalimą ar išgaravimą ir kt.

Apie tai, kad proceso metu vyksta cheminis reiškinys, galima spręsti stebint būdingus cheminių reakcijų požymius, tokius kaip spalvos pasikeitimas, nuosėdų susidarymas, dujų išsiskyrimas, šilumos ir (ar) šviesos išsiskyrimas.

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 idėja apie tokių materijos vienetų egzistavimą kilo senovės Graikijoje senovės filosofų galvose, o tai 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. patys turi sudėtingą struktūrą.

Kiekvienas atomas susideda iš vadinamųjų subatominių dalelių – protonų, neutronų ir elektronų, atitinkamai žymimų simboliais p +, n o ir e -. Naudojamo žymėjimo viršutinis indeksas rodo, kad protonas turi vienetinį teigiamą krūvį, elektronas turi vienetą neigiamą krūvį, o neutronas neturi.

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 atomo savybė yra jo elektrinis neutralumas, o vieno elektrono krūvis lygus vieno protono krūviui, iš to galime daryti išvadą, kad elektronų skaičius bet kuriame atome yra lygus protonų skaičiui.

Pavyzdžiui, toliau pateiktoje lentelėje parodyta galima atomų sudėtis:

Vienodo branduolio krūvio atomų tipas, t.y. kurių branduoliuose yra tiek pat protonų, vadinamas 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 skirtingą neutronų skaičių ir dėl to masę, 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 buvo minėta, neutrono ir protono masė yra vienoda, o elektrono masė, palyginti su jais, yra nežymiai maža, tai reiškia, kad 2H izotopas yra beveik dvigubai sunkesnis nei 1H izotopas, o 3H izotopas yra 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 ir nepaisysime elektrono masės, iš tikrųjų viršutinis kairysis indeksas, be bendro protonų ir neutronų skaičiaus atome, gali būti laikomas jo mase, 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 protonų skaičiui branduolyje vadinamas įkrovos numeriu (Z). Neutronų skaičių atome pažymėjus kaip N, masės skaičiaus, krūvio skaičiaus ir neutronų skaičiaus santykis gali būti matematiškai išreikštas taip:

Remiantis šiuolaikinėmis koncepcijomis, 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 pasitelkiamos kvantinės mechanikos sąvokos, pagal kurias elektronas neturi konkrečios judėjimo 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 būti įvairių formų, dydžių ir orientacijų. 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 nustato bendrą elektrono energiją tam tikroje orbitoje. Pagrindinio kvantinio skaičiaus reikšmių diapazonas yra visi natūralieji 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 ;  - orbitalės. s-orbitalės yra sferinės formos ir neturi kryptingumo erdvėje:

Vadinamos orbitalės, kurių l = 1 p- orbitalės. 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- 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 magnetinio lauko kryptį. 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 galimų verčių skaičius yra (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 sukiniais žymimi vertikaliomis rodyklėmis, nukreiptomis į skirtingas puses: ↓ ir .

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

Orbitų rinkinys, turintis tas pačias pagrindinio kvantinio skaičiaus ir orbitinio kvantinio skaičiaus reikšmes, 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 žymima viena kvadratine ląstele, 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.

Atominės orbitalės užpildomos elektronais 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 pirmųjų 36 D.I 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.

Atomas yra mažiausia materijos dalelė, susidedanti iš branduolio ir elektronų. Atomų elektroninių apvalkalų struktūrą lemia D. I. Mendelejevo elemento padėtis periodinėje cheminių elementų lentelėje.

Atomo elektronas ir elektroninis apvalkalas

Atomas, kuris paprastai yra neutralus, susideda iš teigiamai įkrauto branduolio ir neigiamai įkrauto elektronų apvalkalo (elektronų debesies), kurių bendras teigiamas ir neigiamas krūvis yra lygus absoliučia verte. Skaičiuojant santykinę atominę masę, į elektronų masę neatsižvelgiama, nes ji yra nereikšminga ir 1840 kartų mažesnė už protono ar neutrono masę.

Ryžiai. 1. Atomas.

Elektronas yra visiškai unikali dalelė, turinti dvejopą prigimtį: ji turi ir bangos, ir dalelės savybių. Jie nuolat juda aplink šerdį.

Erdvė aplink branduolį, kurioje labiausiai tikėtina rasti elektroną, vadinama elektronų orbitale arba elektronų debesimi. Ši erdvė turi specifinę formą, kuri žymima raidėmis s-, p-, d- ir f-. S-elektronų orbitalė yra sferinės formos, p-orbitalė yra hantelio arba trimatės aštuntuko formos, d- ir f-orbitalių formos yra daug sudėtingesnės.

Ryžiai. 2. Elektronų orbitalių formos.

Aplink branduolį elektronai yra išsidėstę elektronų sluoksniais. Kiekvienam sluoksniui būdingas atstumas nuo branduolio ir jo energija, todėl elektroniniai sluoksniai dažnai vadinami elektroninės energijos lygiais. Kuo lygis arčiau branduolio, tuo mažesnė jame esančių elektronų energija. Vienas elementas nuo kito skiriasi protonų skaičiumi atomo branduolyje ir atitinkamai elektronų skaičiumi. Vadinasi, elektronų skaičius neutralaus atomo elektronų apvalkale yra lygus protonų, esančių šio atomo branduolyje, skaičiui. Kiekvienas paskesnis elementas turi dar vieną protoną savo branduolyje ir dar vieną elektroną savo elektronų apvalkale.

Naujai patekęs elektronas orbitoje užima mažiausią energiją. Tačiau didžiausias elektronų skaičius viename lygyje nustatomas pagal formulę:

kur N yra didžiausias elektronų skaičius, o n yra energijos lygio skaičius.

Pirmame lygyje gali būti tik 2 elektronai, antrame – 8 elektronai, trečiame – 18 elektronų, ketvirtame – 32 elektronus. Išoriniame atomo lygyje negali būti daugiau nei 8 elektronai: kai tik elektronų skaičius pasiekia 8, pradeda pildytis kitas, toliau nuo branduolio esantis lygis.

Elektroninių atomų apvalkalų sandara

Kiekvienas elementas stovi tam tikru laikotarpiu. Periodas yra horizontalus elementų rinkinys, išdėstytas didėjančio jų atomų branduolių krūvio tvarka, kuris prasideda šarminiu metalu ir baigiasi inertinėmis dujomis. Pirmieji trys lentelės periodai yra maži, o kitas, pradedant nuo ketvirtojo laikotarpio, yra didelis, susidedantis iš dviejų eilučių. Laikotarpio, kuriame yra elementas, skaičius turi fizinę reikšmę. Tai reiškia, kiek elektroninės energijos lygių yra bet kurio tam tikro laikotarpio elemento atome. Taigi elementas chloras Cl yra 3-iajame periode, tai yra, jo elektronų apvalkalas turi tris elektroninius sluoksnius. Chloras yra VII lentelės grupėje ir pagrindiniame pogrupyje. Pagrindinis pogrupis yra kiekvienos grupės stulpelis, prasidedantis 1 arba 2 periodu.

Taigi chloro atomo elektronų apvalkalų būsena yra tokia: chloro elemento atominis skaičius yra 17, vadinasi, atomas turi 17 protonų branduolyje ir 17 elektronų elektronų apvalkale. 1 lygyje gali būti tik 2 elektronai, 3 lygyje - 7 elektronai, nes chloras yra pagrindiniame VII grupės pogrupyje. Tada 2 lygyje yra: 17-2-7 = 8 elektronai.

Atomų branduolių sandara

Radioaktyvus skilimas

Radioaktyvaus skilimo rūšys

Pirmųjų trijų laikotarpių elementų atomų elektroninių apvalkalų struktūra