Elektrónová štruktúra atómu c. Základy atómovej štruktúry

DEFINÍCIA

Atom– najmenšia chemická častica.

Rozmanitosť chemických zlúčenín je spôsobená rôznymi kombináciami atómov chemických prvkov na molekuly a nemolekulárne látky. Schopnosť atómu vstúpiť do chemických zlúčenín, jeho chemické a fyzikálne vlastnosti sú určené štruktúrou atómu. V tomto ohľade je pre chémiu najdôležitejšia vnútorná štruktúra atómu a predovšetkým štruktúra jeho elektronického obalu.

Modely atómovej štruktúry

Začiatkom 19. storočia D. Dalton oživil atómovú teóriu, pričom sa opieral o základné zákony chémie známe v tej dobe (stálosť zloženia, viacnásobné pomery a ekvivalenty). Prvé experimenty sa uskutočnili na štúdium štruktúry hmoty. Napriek uskutočneným objavom (atómy toho istého prvku majú rovnaké vlastnosti a atómy iných prvkov majú odlišné vlastnosti, bol zavedený koncept atómovej hmotnosti) bol atóm považovaný za nedeliteľný.

Po získaní experimentálnych dôkazov (koniec 19. - začiatok 20. storočia) o zložitosti štruktúry atómu (fotoelektrický efekt, katóda a röntgenové žiarenie, rádioaktivita) sa zistilo, že atóm pozostáva z negatívne a pozitívne nabitých častíc, ktoré interagujú s navzájom.

Tieto objavy dali impulz k vytvoreniu prvých modelov atómovej štruktúry. Bol navrhnutý jeden z prvých modelov J. Thomson(1904) (obr. 1): atóm si predstavovali ako „more pozitívnej elektriny“, v ktorom oscilujú elektróny.

Po experimentoch s α-časticami v roku 1911. Rutherford navrhol tzv planetárny model atómová štruktúra (obr. 1), podobná štruktúre slnečnej sústavy. Podľa planetárneho modelu sa v strede atómu nachádza veľmi malé jadro s nábojom Z e, ktorého rozmery sú približne 1 000 000-krát menšie ako rozmery samotného atómu. Jadro obsahuje takmer celú hmotnosť atómu a má kladný náboj. Elektróny sa pohybujú okolo jadra po dráhach, ktorých počet je určený nábojom jadra. Vonkajšia dráha elektrónov určuje vonkajšie rozmery atómu. Priemer atómu je 10 -8 cm, zatiaľ čo priemer jadra je oveľa menší -10 -12 cm.

Ryža. 1 Modely atómovej štruktúry podľa Thomsona a Rutherforda

Experimenty so štúdiom atómových spektier ukázali nedokonalosť planetárneho modelu štruktúry atómu, pretože tento model je v rozpore s čiarovou štruktúrou atómových spektier. Na základe Rutherfordovho modelu, Einsteinovej doktríny svetelných kvánt a Planckovej kvantovej teórie žiarenia Niels Bohr (1913) formulované postuláty, ktorý pozostáva teória atómovej štruktúry(obr. 2): elektrón sa môže otáčať okolo jadra nie po žiadnych, ale len po niektorých špecifických dráhach (stacionárnych), pohybom po takejto dráhe nevyžaruje elektromagnetickú energiu, žiarenie (absorpcia alebo emisia kvanta elektromagnetickej energie ) sa vyskytuje počas prechodu (skokového) elektrónu z jednej dráhy na druhú.

Ryža. 2. Model štruktúry atómu podľa N. Bohra

Nahromadený experimentálny materiál charakterizujúci štruktúru atómu ukázal, že vlastnosti elektrónov, ako aj iných mikroobjektov, nemožno opísať na základe konceptov klasickej mechaniky. Mikročastice sa riadia zákonmi kvantovej mechaniky, ktoré sa stali základom pre vznik moderný model atómovej štruktúry.

Hlavné tézy kvantovej mechaniky:

- energia je emitovaná a absorbovaná telesami v oddelených častiach - kvantá, preto sa energia častíc prudko mení;

- elektróny a iné mikročastice majú dvojakú povahu - prejavujú vlastnosti častíc aj vĺn (dualita vlna-častica);

— kvantová mechanika popiera prítomnosť určitých dráh pre mikročastice (pre pohybujúce sa elektróny nie je možné určiť presnú polohu, keďže sa pohybujú v priestore blízko jadra, môžete určiť len pravdepodobnosť nájdenia elektrónu v rôznych častiach vesmíru).

Priestor v blízkosti jadra, v ktorom je pravdepodobnosť nájdenia elektrónu pomerne vysoká (90%), sa nazýva orbitálny.

Kvantové čísla. Pauliho princíp. Klechkovského pravidlá

Stav elektrónu v atóme možno opísať pomocou štyroch kvantové čísla.

n– hlavné kvantové číslo. Charakterizuje celkovú energetickú rezervu elektrónu v atóme a číslo energetickej hladiny. n nadobúda celočíselné hodnoty od 1 do ∞. Elektrón má najnižšiu energiu, keď n=1; so zvyšujúcou sa n – energiou. Stav atómu, keď sú jeho elektróny na takých energetických úrovniach, že ich celková energia je minimálna, sa nazýva základný stav. Stavy s vyššími hodnotami sa nazývajú vzrušené. Energetické hladiny sú označené arabskými číslicami podľa hodnoty n. Elektróny môžu byť usporiadané do siedmich úrovní, preto n v skutočnosti existuje od 1 do 7. Hlavné kvantové číslo určuje veľkosť elektrónového oblaku a určuje priemerný polomer elektrónu v atóme.

l– orbitálne kvantové číslo. Charakterizuje energetickú rezervu elektrónov v podúrovni a tvar orbitálu (tab. 1). Prijíma celočíselné hodnoty od 0 do n-1. l závisí od n. Ak n=1, potom l=0, čo znamená, že na 1. úrovni je 1. podúroveň.

m e– magnetické kvantové číslo. Charakterizuje orientáciu orbitálu v priestore. Prijíma celočíselné hodnoty od –l cez 0 po +l. Keď teda l=1 (p-orbitál), m e nadobúda hodnoty -1, 0, 1 a orientácia orbitálu môže byť rôzna (obr. 3).

Ryža. 3. Jedna z možných orientácií v priestore p-orbitálu

s– spinové kvantové číslo. Charakterizuje vlastnú rotáciu elektrónu okolo jeho osi. Akceptuje hodnoty -1/2(↓) a +1/2(). Dva elektróny v rovnakom orbitále majú antiparalelné spiny.

Stanovuje sa stav elektrónov v atómoch Pauliho princíp: atóm nemôže mať dva elektróny s rovnakou sadou všetkých kvantových čísel. Stanoví sa postupnosť plnenia orbitálov elektrónmi Klechkovský vládne: orbitály sú pre tieto orbitály zaplnené elektrónmi v rastúcom poradí od súčtu (n+l), ak je súčet (n+l) rovnaký, potom sa najskôr vyplní orbitál s menšou hodnotou n.

Atóm však zvyčajne neobsahuje jeden, ale niekoľko elektrónov, a aby sa zohľadnila ich vzájomná interakcia, používa sa koncept efektívneho jadrového náboja - elektrón vo vonkajšej úrovni je vystavený náboju, ktorý je menší ako náboj. jadra, v dôsledku čoho vnútorné elektróny clonia vonkajšie.

Základné charakteristiky atómu: atómový polomer (kovalentný, kovový, van der Waalsov, iónový), elektrónová afinita, ionizačný potenciál, magnetický moment.

Elektrónové vzorce atómov

Všetky elektróny atómu tvoria jeho elektrónový obal. Je znázornená štruktúra elektrónového obalu elektronický vzorec, ktorá ukazuje distribúciu elektrónov cez energetické úrovne a podúrovne. Počet elektrónov v podúrovni je označený číslom, ktoré je napísané vpravo hore od písmena označujúceho podúroveň. Napríklad atóm vodíka má jeden elektrón, ktorý sa nachádza v s-podúrovni 1. energetickej hladiny: 1s 1. Elektrónový vzorec hélia obsahujúci dva elektróny je napísaný takto: 1s 2.

Pre prvky druhej periódy napĺňajú elektróny 2. energetickú hladinu, ktorá nemôže obsahovať viac ako 8 elektrónov. Najprv elektróny naplnia s-podúroveň, potom p-podúroveň. Napríklad:

5 B 1s 2 2s 2 2p 1

Vzťah medzi elektrónovou štruktúrou atómu a pozíciou prvku v periodickej tabuľke

Elektronický vzorec prvku je určený jeho pozíciou v periodickej tabuľke D.I. Mendelejev. Číslo periódy teda zodpovedá V prvkoch druhej periódy elektróny napĺňajú 2. energetickú hladinu, ktorá môže obsahovať najviac 8 elektrónov. Najprv vypĺňajú elektróny V prvkoch druhej periódy plnia elektróny 2. energetickú hladinu, ktorá môže obsahovať najviac 8 elektrónov. Najprv elektróny naplnia s-podúroveň, potom p-podúroveň. Napríklad:

5 B 1s 2 2s 2 2p 1

V atómoch niektorých prvkov sa pozoruje fenomén „skoku“ elektrónov z vonkajšej energetickej hladiny na predposlednú. K úniku elektrónov dochádza v atómoch medi, chrómu, paládia a niektorých ďalších prvkov. Napríklad:

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

energetická hladina, ktorá nemôže obsahovať viac ako 8 elektrónov. Najprv elektróny naplnia s-podúroveň, potom p-podúroveň. Napríklad:

5 B 1s 2 2s 2 2p 1

Skupinové číslo pre prvky hlavných podskupín sa rovná počtu elektrónov vo vonkajšej energetickej hladine, takéto elektróny sa nazývajú valenčné elektróny (zúčastňujú sa na tvorbe chemickej väzby). Valenčnými elektrónmi pre prvky vedľajších podskupín môžu byť elektróny vonkajšej energetickej hladiny a d-podúrovne predposlednej hladiny. Skupinový počet prvkov sekundárnych podskupín III-VII skupín, ako aj pre Fe, Ru, Os, zodpovedá celkovému počtu elektrónov v s-podúrovni vonkajšej energetickej hladiny a d-podúrovni predposlednej hladiny.

Úlohy:

Nakreslite elektrónové vzorce atómov fosforu, rubídia a zirkónu. Označte valenčné elektróny.

odpoveď:

15 P 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 Valenčné elektróny 3s 2 3p 3

37 Rb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 5s 1 Valenčné elektróny 5s 1

40 Zr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 2 5s 2 Valenčné elektróny 4d 2 5s 2

Lekcia je venovaná formovaniu predstáv o komplexnej štruktúre atómu. Uvažuje sa o stave elektrónov v atóme, zavádzajú sa pojmy „atómový orbitál a elektrónový oblak“ a tvary orbitálov (s--, p-, d-orbitály). Aspekty ako maximálny počet elektrónov na energetických úrovniach a podúrovniach, distribúcia elektrónov na energetických úrovniach a podúrovniach v atómoch prvkov prvých štyroch periód a valenčné elektróny s-, p- a d-prvkov sú tiež zvážiť. Je uvedený grafický diagram štruktúry elektrónových vrstiev atómov (elektrónový grafický vzorec).

Téma: Štruktúra atómu. Periodický zákon D.I. Mendelejev

Lekcia: Atómová štruktúra

Preložené z gréčtiny slovo „ atóm" znamená „nedeliteľný“. Boli však objavené javy, ktoré demonštrujú možnosť jeho delenia. Ide o emisiu röntgenových lúčov, emisiu katódových lúčov, fenomén fotoelektrického javu, fenomén rádioaktivity. Elektróny, protóny a neutróny sú častice, ktoré tvoria atóm. Volajú sa subatomárne častice.

Tabuľka 1

Okrem protónov patria medzi jadrá väčšiny atómov neutróny, ktoré nenesú žiadny poplatok. Ako je možné vidieť z tabuľky. 1, hmotnosť neutrónu sa prakticky nelíši od hmotnosti protónu. Protóny a neutróny tvoria jadro atómu a sú tzv nukleóny (nucleus - jadro). Ich náboje a hmotnosti v jednotkách atómovej hmotnosti (amu) sú uvedené v tabuľke 1. Pri výpočte hmotnosti atómu možno hmotnosť elektrónu zanedbať.

Atómová hmotnosť ( hromadné číslo) rovná súčtu hmotností protónov a neutrónov, ktoré tvoria jeho jadro. Hmotnostné číslo je označené písmenom A. Už z názvu tejto veličiny je zrejmé, že úzko súvisí s atómovou hmotnosťou prvku zaokrúhlenou na najbližšie celé číslo. A = Z + N

Tu A- hmotnostné číslo atómu (súčet protónov a neutrónov), Z- jadrový náboj (počet protónov v jadre), N- počet neutrónov v jadre. Podľa doktríny izotopov možno pojem „chemický prvok“ definovať takto:

Chemický prvok je súbor atómov s rovnakým jadrovým nábojom.

Niektoré prvky existujú vo forme niekoľkých izotopy. „Izotopy“ znamenajú „zaberajúce to isté miesto“. Izotopy majú rovnaký počet protónov, líšia sa však hmotnosťou, teda počtom neutrónov v jadre (číslo N). Keďže neutróny majú malý vplyv na chemické vlastnosti prvkov, všetky izotopy toho istého prvku sú chemicky nerozoznateľné.

Izotopy sú druhy atómov toho istého chemického prvku s rovnakým jadrovým nábojom (to znamená s rovnakým počtom protónov), ale s rôznym počtom neutrónov v jadre.

Izotopy sa od seba líšia iba hmotnostným číslom. Je to označené buď horným indexom v pravom rohu, alebo riadkom: 12 C alebo S-12 . Ak prvok obsahuje niekoľko prírodných izotopov, potom v periodickej tabuľke D.I. Mendelejevova priemerná atómová hmotnosť je uvedená, berúc do úvahy jej početnosť. Napríklad chlór obsahuje 2 prírodné izotopy 35 Cl a 37 Cl, ktorých obsah je 75 % a 25 %. Atómová hmotnosť chlóru sa teda bude rovnať:

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

Pre ťažké umelo syntetizované atómy je jedna hodnota atómovej hmotnosti uvedená v hranatých zátvorkách. Toto je atómová hmotnosť najstabilnejšieho izotopu daného prvku.

Základné modely štruktúry atómu

Historicky prvým bol Thomsonov model atómu v roku 1897.

Ryža. 1. Model štruktúry atómu od J. Thomsona

Anglický fyzik J. J. Thomson navrhol, že atómy pozostávajú z kladne nabitej gule, v ktorej sú vložené elektróny (obr. 1). Tento model sa obrazne nazýva „slivkový puding“, žemľa s hrozienkami (kde „hrozienka“ sú elektróny) alebo „vodný melón“ so „semienkami“ - elektrónmi. Od tohto modelu sa však upustilo, pretože sa získali experimentálne údaje, ktoré mu odporovali.

Ryža. 2. Model štruktúry atómu od E. Rutherforda

V roku 1910 anglický fyzik Ernst Rutherford a jeho študenti Geiger a Marsden uskutočnili experiment, ktorý priniesol pozoruhodné výsledky, nevysvetliteľné z hľadiska Thomsonovho modelu. Ernst Rutherford experimentálne dokázal, že v strede atómu sa nachádza kladne nabité jadro (obr. 2), okolo ktorého, podobne ako planéty okolo Slnka, rotujú elektróny. Atóm ako celok je elektricky neutrálny a elektróny sú držané v atóme vďaka silám elektrostatickej príťažlivosti (Coulombove sily). Tento model mal veľa rozporov a čo je najdôležitejšie, nevysvetľoval, prečo elektróny nedopadajú na jadro, ako aj možnosť absorpcie a emisie energie ním.

Dánsky fyzik N. Bohr v roku 1913 na základe Rutherfordovho modelu atómu navrhol model atómu, v ktorom častice elektrónov rotujú okolo jadra atómu približne rovnakým spôsobom, ako sa planéty otáčajú okolo Slnka.

Ryža. 3. Planetárny model N. Bohra

Bohr navrhol, že elektróny v atóme môžu stabilne existovať iba na obežných dráhach vzdialených od jadra v presne určitých vzdialenostiach. Tieto dráhy nazval stacionárne. Mimo stacionárnych obežných dráh nemôže elektrón existovať. Prečo to tak bolo, Bohr v tom čase nevedel vysvetliť. Ale ukázal, že takýto model (obr. 3) umožňuje vysvetliť mnohé experimentálne fakty.

V súčasnosti sa používa na opis štruktúry atómu kvantová mechanika. Ide o vedu, ktorej hlavným aspektom je, že elektrón má vlastnosti častice a vlny zároveň, teda vlnovo-časticovú dualitu. Podľa kvantovej mechaniky, oblasť priestoru, v ktorej je najväčšia pravdepodobnosť nájdenia elektrónu, sa nazývaorbitálny. Čím ďalej je elektrón od jadra, tým nižšia je jeho interakčná energia s jadrom. Vznikajú elektróny s podobnými energiami energetická úroveň. Počet úrovní energie rovná sa číslo obdobia, v ktorej sa tento prvok nachádza v tabuľke D.I. Mendelejev. Atómové orbitály majú rôzne tvary. (obr. 4). D-orbitál a f-orbitál majú zložitejší tvar.

Ryža. 4. Tvary atómových orbitálov

V elektrónovom obale každého atómu je presne toľko elektrónov, koľko je protónov v jeho jadre, takže atóm ako celok je elektricky neutrálny. Elektróny v atóme sú umiestnené tak, aby ich energia bola minimálna. Čím ďalej je elektrón od jadra, tým viac orbitálov je a tým je ich tvar zložitejší. Každá úroveň a podúroveň môže obsahovať iba určitý počet elektrónov. Podúrovne zase pozostávajú z rovnakej energie orbitály.

Na prvej energetickej úrovni, najbližšie k jadru, môže existovať jeden sférický orbitál ( 1 s). Na druhej energetickej úrovni je sférický orbitál veľkej veľkosti a tri p-orbitály: 2 s2 ppp. Na tretej úrovni: 3 s3 ppp3 ddddd.

Okrem pohybu okolo jadra majú elektróny aj pohyb, ktorý si možno predstaviť ako ich pohyb okolo vlastnej osi. Táto rotácia sa nazýva točiť ( v jazdnom pruhu z angličtiny "vreteno"). Jeden orbitál môže obsahovať iba dva elektróny s opačnými (antiparalelnými) spinmi.

Maximálne počet elektrónov na energetická úroveň určený vzorcom N=2 n 2.

Kde n je hlavné kvantové číslo (číslo energetickej hladiny). Pozri tabuľku. 2

Tabuľka 2

V závislosti od toho, v ktorom orbitále je posledný elektrón, existujú s-, p-, d-prvky. Prvky hlavných podskupín patria do s-, p-prvky. V sekundárnych podskupinách sú d-prvky

Grafický diagram štruktúry elektrónových vrstiev atómov (elektrónový grafický vzorec).

Elektrónová konfigurácia sa používa na opis usporiadania elektrónov v atómových orbitáloch. Aby sa to napísalo, orbitály sú napísané na riadku v symboloch ( s--, p-, d-,f-orbitály) a pred nimi sú čísla označujúce číslo energetickej hladiny. Čím vyššie číslo, tým ďalej je elektrón od jadra. Veľkým písmenom nad označením orbitálu sa píše počet elektrónov nachádzajúcich sa v danom orbitále (obr. 5).

Ryža. 5

Graficky možno distribúciu elektrónov v atómových orbitáloch znázorniť vo forme buniek. Každá bunka zodpovedá jednému orbitálu. Pre p-orbitál budú tri takéto bunky, pre d-orbitál - päť, pre f-orbitál - sedem. Jedna bunka môže obsahovať 1 alebo 2 elektróny. Podľa Hundovo pravidlo elektróny sú rozmiestnené v orbitáloch rovnakej energie (napríklad v troch p-orbitáloch) najskôr po jednom a až keď každý takýto orbitál už obsahuje jeden elektrón, začína sa vypĺňanie týchto orbitálov druhými elektrónmi. Takéto elektróny sa nazývajú spárované. Vysvetľuje to skutočnosť, že v susedných bunkách sa elektróny navzájom menej odpudzujú, ako podobne nabité častice.

Pozri obr. 6 pre atóm 7N.

Ryža. 6

Elektronická konfigurácia atómu skandia

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

Elektróny vo vonkajšej energetickej hladine sa nazývajú valenčné elektróny. 21 Sc odkazuje na d-prvky.

Zhrnutie lekcie

Lekcia skúmala štruktúru atómu, stav elektrónov v atóme a predstavila pojem „atómový orbitálny a elektrónový oblak“. Žiaci sa dozvedeli, aký je tvar orbitálov ( s-, p-, d-orbitály), aký je maximálny počet elektrónov na energetických hladinách a podúrovniach, rozloženie elektrónov na energetických hladinách, čo je s-, p- A d-prvky. Je uvedený grafický diagram štruktúry elektrónových vrstiev atómov (elektrónový grafický vzorec).

Bibliografia

1. Rudzitis G.E. Chémia. Základy všeobecnej chémie. 11. ročník: učebnica pre všeobecnovzdelávacie inštitúcie: základný stupeň / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - 14. vyd. - M.: Vzdelávanie, 2012.

2. Popel P.P. Chémia: 8. ročník: učebnica pre všeobecnovzdelávacie inštitúcie / P.P. Popel, L.S. - K.: IC "Academy", 2008. - 240 s.: ill.

3. A.V. Manuilov, V.I. Rodionov. Základy chémie. Online učebnica.

Domáca úloha

1. č. 5-7 (s. 22) Rudzitis G.E. Chémia. Základy všeobecnej chémie. 11. ročník: učebnica pre všeobecnovzdelávacie inštitúcie: základný stupeň / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - 14. vyd. - M.: Vzdelávanie, 2012.

2. Napíšte elektronické vzorce pre prvky: 6 C, 12 Mg, 16 S, 21 Sc.

3. Prvky majú tieto elektronické vzorce: a) 1s 2 2s 2 2p 4.b) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1. c) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2. Aké sú tieto prvky?

Zloženie atómu.

Atóm sa skladá z atómové jadro A elektrónový obal.

Jadro atómu pozostáva z protónov ( p+) a neutróny ( n 0). Väčšina atómov vodíka má jadro pozostávajúce z jedného protónu.

Počet protónov N(p+) sa rovná jadrovému náboju ( Z) a poradové číslo prvku v prirodzenom rade prvkov (a v periodickej tabuľke prvkov).

N(p +) = Z

Súčet neutrónov N(n 0), označuje sa jednoducho písmenom N a počet protónov Z volal hromadné číslo a je označený písm A.

A = Z + N

Elektrónový obal atómu pozostáva z elektrónov pohybujúcich sa okolo jadra ( e -).

Počet elektrónov N(e-) v elektrónovom obale neutrálneho atómu sa rovná počtu protónov Z v jeho jadre.

Hmotnosť protónu je približne rovnaká ako hmotnosť neutrónu a 1840-násobok hmotnosti elektrónu, takže hmotnosť atómu je takmer rovnaká ako hmotnosť jadra.

Tvar atómu je sférický. Polomer jadra je približne 100 000-krát menší ako polomer atómu.

Chemický prvok- druh atómov (súbor atómov) s rovnakým jadrovým nábojom (s rovnakým počtom protónov v jadre).

izotop- súbor atómov toho istého prvku s rovnakým počtom neutrónov v jadre (alebo druh atómu s rovnakým počtom protónov a rovnakým počtom neutrónov v jadre).

Rôzne izotopy sa navzájom líšia počtom neutrónov v jadrách svojich atómov.

Označenie jednotlivého atómu alebo izotopu: (E - symbol prvku), napríklad: .

Štruktúra elektrónového obalu atómu

Atómový orbitál- stav elektrónu v atóme. Symbol pre orbitál je . Každý orbitál má zodpovedajúci elektrónový oblak.

Orbitály skutočných atómov v základnom (neexcitovanom) stave sú štyroch typov: s, p, d A f.

Elektronický cloud- časť priestoru, v ktorej možno nájsť elektrón s pravdepodobnosťou 90 (alebo viac) percent.

Poznámka: niekedy sa pojmy „atómový orbitál“ a „elektrónový oblak“ nerozlišujú, pričom sa oba nazývajú „atómový orbitál“.

Elektrónový obal atómu je vrstvený. Elektronická vrstva tvorené elektrónovými oblakmi rovnakej veľkosti. Vznikajú orbitály jednej vrstvy elektronickej („energetickej“) úrovni, ich energie sú rovnaké pre atóm vodíka, ale odlišné pre ostatné atómy.

Orbitály rovnakého typu sú zoskupené do elektronický (energia) podúrovne:
s-podúroveň (pozostáva z jedného s-orbitály), symbol - .
p-podúroveň (pozostáva z troch p
d-podúroveň (pozostáva z piatich d-orbitály), symbol - .
f-podúroveň (pozostáva zo siedmich f-orbitály), symbol - .

Energie orbitálov tej istej podúrovne sú rovnaké.

Pri označovaní podúrovní sa k symbolu podúrovne pridáva číslo vrstvy (elektronická úroveň), napríklad: 2 s, 3p, 5d znamená s- podúroveň druhej úrovne, p- podúroveň tretej úrovne, d-podúroveň piatej úrovne.

Celkový počet podúrovní na jednej úrovni sa rovná číslu úrovne n. Celkový počet orbitálov na jednej úrovni sa rovná n 2. V súlade s tým sa celkový počet oblakov v jednej vrstve tiež rovná n 2 .

Označenia: - voľný orbitál (bez elektrónov), - orbitál s nepárovým elektrónom, - orbitál s elektrónovým párom (s dvoma elektrónmi).

Poradie, v ktorom elektróny vypĺňajú orbitály atómu, určujú tri prírodné zákony (formulácie sú uvedené zjednodušene):

1. Princíp najmenšej energie - elektróny vypĺňajú orbitály v poradí narastajúcej energie orbitálov.

2. Pauliho princíp - v jednom orbitále nemôžu byť viac ako dva elektróny.

3. Hundovo pravidlo - v rámci podúrovne elektróny najskôr vyplnia prázdne orbitály (po jednom) a až potom vytvoria elektrónové páry.

Celkový počet elektrónov v elektrónovej hladine (alebo elektrónovej vrstve) je 2 n 2 .

Rozdelenie podúrovní podľa energie je vyjadrené nasledovne (v poradí narastajúcej energie):

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

Táto postupnosť je jasne vyjadrená energetickým diagramom:

Distribúciu elektrónov atómu cez úrovne, podúrovne a orbitály (elektronická konfigurácia atómu) možno znázorniť ako elektrónový vzorec, energetický diagram alebo jednoduchšie ako diagram elektrónových vrstiev ("elektrónový diagram").

Príklady elektrónovej štruktúry atómov:

valenčné elektróny- elektróny atómu, ktoré sa môžu podieľať na tvorbe chemických väzieb. Pre každý atóm sú to všetky vonkajšie elektróny plus tie predvonkajšie elektróny, ktorých energia je väčšia ako energia vonkajších. Napríklad: atóm Ca má 4 vonkajšie elektróny s 2, sú tiež valenciou; Atóm Fe má 4 vonkajšie elektróny s 2 ale má 3 d 6, preto má atóm železa 8 valenčných elektrónov. Valenčný elektrónový vzorec atómu vápnika je 4 s 2 a atómy železa - 4 s 2 3d 6 .

Periodická tabuľka chemických prvkov od D. I. Mendelejeva
(prirodzený systém chemických prvkov)

Periodický zákon chemických prvkov(moderná formulácia): vlastnosti chemických prvkov, ako aj nimi tvorených jednoduchých a zložitých látok, sú periodicky závislé od hodnoty náboja atómových jadier.

Periodická tabuľka- grafické vyjadrenie periodického zákona.

Prirodzený rad chemických prvkov- rad chemických prvkov usporiadaných podľa rastúceho počtu protónov v jadrách ich atómov, alebo, čo je to isté, podľa rastúcich nábojov jadier týchto atómov. Atómové číslo prvku v tejto sérii sa rovná počtu protónov v jadre ktoréhokoľvek atómu tohto prvku.

Tabuľka chemických prvkov je vytvorená „rozrezaním“ prirodzeného radu chemických prvkov obdobia(vodorovné riadky tabuľky) a zoskupenia (zvislé stĺpce tabuľky) prvkov s podobnou elektrónovou štruktúrou atómov.

V závislosti od spôsobu kombinovania prvkov do skupín môže byť tabuľka dlhodobá(prvky s rovnakým počtom a typom valenčných elektrónov sa zhromažďujú do skupín) a krátke obdobie(prvky s rovnakým počtom valenčných elektrónov sa zhromažďujú v skupinách).

Skupiny tabuliek s krátkym obdobím sú rozdelené do podskupín ( Hlavná A strane), ktoré sa zhodujú so skupinami tabuľky dlhých období.

Všetky atómy prvkov rovnakej periódy majú rovnaký počet elektrónových vrstiev, ktorý sa rovná číslu periódy.

Počet prvkov v periódach: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Väčšina prvkov ôsmej periódy bola získaná umelo, posledné prvky tohto obdobia ešte neboli syntetizované. Všetky periódy okrem prvej začínajú prvkom tvoriacim alkalický kov (Li, Na, K atď.) a končia prvkom tvoriacim vzácny plyn (He, Ne, Ar, Kr atď.).

V krátkodobej tabuľke je osem skupín, z ktorých každá je rozdelená na dve podskupiny (hlavná a vedľajšia), v dlhodobej tabuľke je šestnásť skupín, ktoré sú očíslované rímskymi číslicami písmenami A alebo B, napr. príklad: IA, IIIB, VIA, VIIB. Skupina IA dlhodobej tabuľky zodpovedá hlavnej podskupine prvej skupiny krátkodobej tabuľky; skupina VIIB - sekundárna podskupina siedmej skupiny: zvyšok - podobne.

Charakteristiky chemických prvkov sa prirodzene menia v skupinách a obdobiach.

V obdobiach (s rastúcim sériovým číslom)

• jadrový náboj sa zvyšuje
• zvyšuje sa počet vonkajších elektrónov,
• polomer atómov sa zmenšuje,
• zvyšuje sa sila väzby medzi elektrónmi a jadrom (ionizačná energia),
• zvyšuje sa elektronegativita,
• zlepšujú sa oxidačné vlastnosti jednoduchých látok („nekovovosť“),
• redukčné vlastnosti jednoduchých látok sa oslabujú ("kovovosť"),
• oslabuje zásaditý charakter hydroxidov a zodpovedajúcich oxidov,
• zvyšuje sa kyslý charakter hydroxidov a zodpovedajúcich oxidov.

V skupinách (s rastúcim sériovým číslom)

• jadrový náboj sa zvyšuje
• zväčšuje sa polomer atómov (iba v skupinách A),
• znižuje sa pevnosť väzby medzi elektrónmi a jadrom (ionizačná energia; len v skupinách A),
• elektronegativita klesá (iba v A-skupinách),
• oslabujú sa oxidačné vlastnosti jednoduchých látok ("nekovovosť"; len v A-skupinách),
• zlepšujú sa redukčné vlastnosti jednoduchých látok („kovovosť“; len v skupinách A),
• zásaditý charakter hydroxidov a zodpovedajúcich oxidov sa zvyšuje (len v skupinách A),
• oslabuje kyslý charakter hydroxidov a zodpovedajúcich oxidov (len v A-skupinách),
• klesá stabilita vodíkových zlúčenín (zvyšuje sa ich redukčná aktivita; len v A-skupinách).

Úlohy a testy na tému "Téma 9. "Štruktúra atómu. Periodický zákon a periodický systém chemických prvkov od D. I. Mendelejeva (PSHE) "."

• Periodický zákon - Periodický zákon a štruktúra atómov 8.–9. ročník
  Musíte poznať: zákony plnenia orbitálov elektrónmi (princíp najmenšej energie, Pauliho princíp, Hundovo pravidlo), štruktúru periodickej sústavy prvkov.

  Musíte byť schopní: určiť zloženie atómu podľa polohy prvku v periodickej tabuľke, a naopak, nájsť prvok v periodickej sústave, pričom poznáte jeho zloženie; znázorniť schému štruktúry, elektrónovú konfiguráciu atómu, iónu a naopak určiť polohu chemického prvku v PSCE zo schémy a elektrónovej konfigurácie; charakterizovať prvok a látky, ktoré tvorí, podľa jeho pozície v PSCE; určiť zmeny polomeru atómov, vlastností chemických prvkov a látok, ktoré tvoria v rámci jednej periódy a jednej hlavnej podskupiny periodickej sústavy.

  Príklad 1 Určte počet orbitálov v tretej elektrónovej úrovni. Čo sú to za orbitály?
  Na určenie počtu orbitálov používame vzorec N orbitály = n 2 kde n- číslo úrovne. N orbitály = 3 2 = 9. Jeden 3 s-, tri 3 p- a päť 3 d-orbitály.

  Príklad 2 Určte, ktorý atóm prvku má elektrónový vzorec 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 .
  Aby ste mohli určiť, o aký prvok ide, musíte zistiť jeho atómové číslo, ktoré sa rovná celkovému počtu elektrónov atómu. V tomto prípade: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Toto je hliník.

  Keď sa ubezpečíte, že ste sa naučili všetko, čo potrebujete, pokračujte v plnení úloh. Prajeme vám úspech.

  
  Odporúčané čítanie:
  • O. S. Gabrielyan a ďalší Chémia 11. ročník. M., Drop, 2002;
  • G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. Chémia 11. ročník. M., Vzdelávanie, 2001.

Elektróny

Pojem atóm vznikol v starovekom svete na označenie častíc hmoty. V preklade z gréčtiny znamená atóm „nedeliteľný“.

Írsky fyzik Stoney na základe experimentov dospel k záveru, že elektrinu nesú najmenšie častice existujúce v atómoch všetkých chemických prvkov. V roku 1891 Stoney navrhol nazývať tieto častice elektróny, čo v gréčtine znamená „jantár“. Niekoľko rokov po tom, čo elektrón dostal svoje meno, anglický fyzik Joseph Thomson a francúzsky fyzik Jean Perrin dokázali, že elektróny nesú záporný náboj. Toto je najmenší záporný náboj, ktorý sa v chémii berie ako jeden (-1). Thomsonovi sa dokonca podarilo určiť rýchlosť elektrónu (rýchlosť elektrónu na dráhe je nepriamo úmerná číslu dráhy n. Polomery dráh sa zväčšujú úmerne druhej mocnine čísla dráhy. Na prvej dráhe dráhy atóm vodíka (n=1; Z=1) rýchlosť je ≈ 2,2·106 m/s, teda asi stokrát menšia ako rýchlosť svetla c = 3·108 m/s) a hmotnosť elektrónu (je takmer 2000-krát menšia ako hmotnosť atómu vodíka).

Stav elektrónov v atóme

Stav elektrónu v atóme sa chápe ako súbor informácií o energii konkrétneho elektrónu a priestore, v ktorom sa nachádza. Elektrón v atóme nemá trajektóriu pohybu, t.j. môžeme len hovoriť pravdepodobnosť jeho nájdenia v priestore okolo jadra.

Môže sa nachádzať v ktorejkoľvek časti tohto priestoru obklopujúceho jadro a súhrn jeho rôznych pozícií sa považuje za elektrónový oblak s určitou zápornou hustotou náboja. Obrazne si to možno predstaviť takto: ak by bolo možné odfotografovať polohu elektrónu v atóme po stotinách alebo milióntinach sekundy, ako pri fotografickej úprave, potom by bol elektrón na takýchto fotografiách znázornený ako bodky. Ak by sa prekrývalo nespočetné množstvo takýchto fotografií, na obrázku by bol elektrónový oblak s najväčšou hustotou, kde by bolo týchto bodov najviac.

Priestor okolo atómového jadra, v ktorom sa s najväčšou pravdepodobnosťou nachádza elektrón, sa nazýva orbitál. Obsahuje približne 90% elektronický cloud, a to znamená, že asi 90 % času je elektrón v tejto časti vesmíru. Rozlišujú sa tvarom 4 v súčasnosti známe typy orbitálov, ktoré sú označené latinkou písmená s, p, d a f. Grafické znázornenie niektorých foriem elektrónových orbitálov je uvedené na obrázku.

Najdôležitejšou charakteristikou pohybu elektrónu v určitom orbitále je energie jeho spojenia s jadrom. Elektróny s podobnými energetickými hodnotami tvoria jednu elektrónovú vrstvu alebo energetickú hladinu. Energetické úrovne sú očíslované od jadra - 1, 2, 3, 4, 5, 6 a 7.

Celé číslo n, ktoré označuje číslo energetickej hladiny, sa nazýva hlavné kvantové číslo. Charakterizuje energiu elektrónov obsadzujúcich danú energetickú hladinu. Elektróny prvej energetickej hladiny, najbližšie k jadru, majú najnižšiu energiu. V porovnaní s elektrónmi prvej úrovne budú elektróny nasledujúcich úrovní charakterizované veľkou zásobou energie. V dôsledku toho sú elektróny vonkajšej úrovne najmenej pevne viazané na atómové jadro.

Najväčší počet elektrónov na energetickej úrovni je určený vzorcom:

N = 2n2,

kde N je maximálny počet elektrónov; n je číslo úrovne alebo hlavné kvantové číslo. V dôsledku toho na prvej energetickej úrovni, ktorá je najbližšie k jadru, nemôžu byť viac ako dva elektróny; na druhom - nie viac ako 8; na treťom - nie viac ako 18; na štvrtom - nie viac ako 32.

Počnúc druhou energetickou úrovňou (n = 2) je každá z úrovní rozdelená na podúrovne (podvrstvy), ktoré sa navzájom mierne líšia väzbovou energiou s jadrom. Počet podúrovní sa rovná hodnote hlavného kvantového čísla: prvá energetická úroveň má jednu podúroveň; druhý - dva; tretí - tri; štvrtý - štyri podúrovne. Podúrovne sú zase tvorené orbitálmi. Každá hodnotan zodpovedá počtu orbitálov rovnajúcemu sa n.

Podúrovne sa zvyčajne označujú latinskými písmenami, ako aj tvarom orbitálov, z ktorých sa skladajú: s, p, d, f.

Protóny a neutróny

Atóm akéhokoľvek chemického prvku je porovnateľný s malou slnečnou sústavou. Preto sa tento model atómu, ktorý navrhol E. Rutherford, nazýva planetárne.

Atómové jadro, v ktorom je sústredená celá hmotnosť atómu, pozostáva z častíc dvoch typov - protóny a neutróny.

Protóny majú náboj rovný náboju elektrónov, ale opačný v znamienku (+1) a hmotnosť rovnajúcu sa hmotnosti atómu vodíka (v chémii sa berie ako jeden). Neutróny nenesú žiadny náboj, sú neutrálne a majú hmotnosť rovnajúcu sa hmotnosti protónu.

Protóny a neutróny spolu nazývame nukleóny (z latinského nucleus – jadro). Súčet počtu protónov a neutrónov v atóme sa nazýva hmotnostné číslo. Napríklad hmotnostné číslo atómu hliníka je:

13 + 14 = 27

počet protónov 13, počet neutrónov 14, hmotnostné číslo 27

Keďže hmotnosť elektrónu, ktorá je zanedbateľná, možno zanedbať, je zrejmé, že celá hmotnosť atómu je sústredená v jadre. Elektróny sú označené e - .

Od atómu elektricky neutrálny, potom je tiež zrejmé, že počet protónov a elektrónov v atóme je rovnaký. Rovná sa sériovému číslu chemického prvku, ktorý je mu priradený v periodickej tabuľke. Hmotnosť atómu pozostáva z hmotnosti protónov a neutrónov. Keď poznáte atómové číslo prvku (Z), t.j. počet protónov, a hmotnostné číslo (A), ktoré sa rovná súčtu počtu protónov a neutrónov, môžete zistiť počet neutrónov (N) pomocou vzorca :

N = A - Z

Napríklad počet neutrónov v atóme železa je:

56 — 26 = 30

Izotopy

Nazývajú sa rôzne druhy atómov toho istého prvku, ktoré majú rovnaký jadrový náboj, ale rôzne hmotnostné čísla izotopy. Chemické prvky nachádzajúce sa v prírode sú zmesou izotopov. Uhlík má teda tri izotopy s hmotnosťou 12, 13, 14; kyslík - tri izotopy s hmotnosťami 16, 17, 18 atď. Relatívna atómová hmotnosť chemického prvku zvyčajne uvádzaná v periodickej tabuľke je priemerná hodnota atómových hmotností prirodzenej zmesi izotopov daného prvku, berúc do úvahy ich relatívna hojnosť v prírode. Chemické vlastnosti izotopov väčšiny chemických prvkov sú úplne rovnaké. Avšak izotopy vodíka sa veľmi líšia vo vlastnostiach kvôli dramatickému viacnásobnému zvýšeniu ich relatívnej atómovej hmotnosti; majú dokonca jednotlivé názvy a chemické symboly.

Prvky prvého obdobia

Schéma elektrónovej štruktúry atómu vodíka:

Diagramy elektrónovej štruktúry atómov ukazujú distribúciu elektrónov cez elektronické vrstvy (energetické hladiny).

Grafický elektronický vzorec atómu vodíka (ukazuje distribúciu elektrónov podľa energetických úrovní a podúrovní):

Grafické elektronické vzorce atómov ukazujú rozloženie elektrónov nielen medzi úrovňami a podúrovňami, ale aj medzi orbitálmi.

V atóme hélia je prvá elektrónová vrstva úplná – má 2 elektróny. Vodík a hélium sú s-prvky; S-orbitál týchto atómov je vyplnený elektrónmi.

Pre všetky prvky druhej tretiny prvá elektronická vrstva je vyplnená, a elektróny vypĺňajú s- a p-orbitály druhej elektrónovej vrstvy v súlade s princípom najmenšej energie (najskôr s a potom p) a Pauliho a Hundovho pravidla.

V neónovom atóme je druhá elektrónová vrstva kompletná – má 8 elektrónov.

Pre atómy prvkov tretej periódy je prvá a druhá elektrónová vrstva doplnená, teda je vyplnená tretia elektrónová vrstva, v ktorej môžu elektróny zaberať 3s-, 3p- a 3d-podúrovne.

Atóm horčíka dokončí svoj 3s elektrónový orbitál. Na a Mg sú s-prvky.

V hliníku a následných prvkoch je podúroveň 3p naplnená elektrónmi.

Prvky tretej periódy majú nevyplnené 3D orbitály.

Všetky prvky od Al po Ar sú p-prvky. S- a p-prvky tvoria hlavné podskupiny v periodickej tabuľke.

Prvky štvrtej - siedmej periódy

Štvrtá elektrónová vrstva sa objavuje v atómoch draslíka a vápnika a podúroveň 4s je naplnená, pretože má nižšiu energiu ako podúroveň 3d.

K, Ca - s-prvky zaradené do hlavných podskupín. Pre atómy od Sc po Zn je 3d podúroveň naplnená elektrónmi. Toto sú 3D prvky. Sú zahrnuté v sekundárnych podskupinách, ich vonkajšia elektronická vrstva je vyplnená a sú klasifikované ako prechodné prvky.

Venujte pozornosť štruktúre elektronických obalov atómov chrómu a medi. V nich jeden elektrón „zlyhá“ zo 4s na 3d podúroveň, čo sa vysvetľuje väčšou energetickou stabilitou výsledných elektronických konfigurácií 3d 5 a 3d 10:

V atóme zinku je tretia elektrónová vrstva kompletná - sú v nej vyplnené všetky podúrovne 3s, 3p a 3d, spolu 18 elektrónov. V prvkoch nasledujúcich po zinku sa štvrtá elektrónová vrstva, podúroveň 4p, naďalej vypĺňa.

Prvky od Ga po Kr sú p-prvky.

Atóm kryptónu má vonkajšiu vrstvu (štvrtú), ktorá je úplná a má 8 elektrónov. Ale v štvrtej elektrónovej vrstve môže byť celkovo 32 elektrónov; atóm kryptónu má ešte nevyplnené podúrovne 4d a 4f Pre prvky piatej periódy sa podúrovne plnia v nasledujúcom poradí: 5s - 4d - 5p. A existujú aj výnimky súvisiace s „ zlyhanie»elektróny, y 41 Nb, 42 Mo, 44 ​​​​Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

V šiestej a siedmej perióde sa objavujú f-prvky, t.j. prvky, v ktorých sú vyplnené 4f- a 5f-podúrovne tretej vonkajšej elektronickej vrstvy.

Prvky 4f sa nazývajú lantanoidy.

Prvky 5f sa nazývajú aktinidy.

Poradie plnenia elektronických podúrovní v atómoch prvkov šiestej periódy: 55 Cs a 56 Ba - 6s prvkov; 57 La ... 6s 2 5d x - 5d prvok; 58 Ce - 71 Lu - 4f prvky; 72 Hf - 80 Hg - 5d prvky; 81 T1 - 86 Rn - 6d prvky. Ale aj tu sú prvky, v ktorých je „porušené“ poradie zapĺňania elektronických orbitálov, čo je napríklad spojené s väčšou energetickou stabilitou polovičných a úplne vyplnených f-podúrovní, teda nf 7 a nf 14. V závislosti od toho, ktorá podúroveň atómu je naplnená elektrónmi ako posledná, sú všetky prvky rozdelené do štyroch elektrónových rodín alebo blokov:

• s-prvky. S-podúroveň vonkajšej úrovne atómu je vyplnená elektrónmi; s-prvky zahŕňajú vodík, hélium a prvky hlavných podskupín skupín I a II.

• p-prvky. P-podúroveň vonkajšej úrovne atómu je vyplnená elektrónmi; p-prvky zahŕňajú prvky hlavných podskupín skupín III-VIII.

• d-prvky. d-podúroveň predvonkajšej úrovne atómu je vyplnená elektrónmi; d-prvky zahŕňajú prvky sekundárnych podskupín skupín I-VIII, teda prvky zásuvných desaťročí veľkých periód umiestnených medzi s- a p-prvkami. Nazývajú sa aj prechodové prvky.

• f-prvky. F-podúroveň tretej vonkajšej úrovne atómu je vyplnená elektrónmi; patria sem lantanoidy a antinoidy.

Švajčiarsky fyzik W. Pauli v roku 1925 zistil, že v atóme v jednom orbitále nemôžu byť viac ako dva elektróny s opačnými (antiparalelnými) spinmi (v preklade z angličtiny „vreteno“), t. j. s takými vlastnosťami, ktoré si možno podmienečne predstaviť. ako rotácia elektrónu okolo jeho pomyselnej osi: v smere alebo proti smeru hodinových ručičiek.

Tento princíp je tzv Pauliho princíp. Ak je v orbitále jeden elektrón, potom sa nazýva nepárový, ak sú dva, ide o párové elektróny, teda elektróny s opačnými spinmi. Na obrázku je znázornená schéma rozdelenia energetických hladín na podúrovne a poradie, v akom sú naplnené.

Veľmi často sa štruktúra elektronických obalov atómov zobrazuje pomocou energetických alebo kvantových buniek - píšu sa takzvané grafické elektronické vzorce. Pre tento zápis sa používa nasledujúci zápis: každá kvantová bunka je označená bunkou, ktorá zodpovedá jednému orbitálu; Každý elektrón je označený šípkou zodpovedajúcou smeru spinu. Pri písaní grafického elektronického vzorca by ste mali pamätať na dve pravidlá: Pauliho princíp a F. Hundovo pravidlo, podľa ktorého elektróny obsadzujú voľné bunky najskôr po jednom a majú rovnakú hodnotu spinu a až potom sa spárujú, ale spiny podľa Pauliho princípu už budú smerovať opačne.

Hundovo pravidlo a Pauliho princíp

Hundovo pravidlo- pravidlo kvantovej chémie, ktoré určuje poradie plnenia orbitálov určitej podvrstvy a je formulované takto: celková hodnota spinového kvantového počtu elektrónov danej podvrstvy musí byť maximálna. Formuloval Friedrich Hund v roku 1925.

To znamená, že v každom z orbitálov podvrstvy sa najskôr zaplní jeden elektrón a až po vyčerpaní nevyplnených orbitálov sa k tomuto orbitálu pridá druhý elektrón. V tomto prípade sú v jednom orbitále dva elektróny s polovičnými rotáciami opačného znamienka, ktoré sa spárujú (vytvoria dvojelektrónový oblak) a v dôsledku toho sa celkový spin orbitálu rovná nule.

Iná formulácia: Nižšia energia leží atómový člen, pre ktorý sú splnené dve podmienky.

1. Násobnosť je maximálna
2. Keď sa multiplicity zhodujú, celková orbitálna hybnosť L je maximálna.

Analyzujme toto pravidlo na príklade vyplnenia orbitálov podúrovne p p-prvky druhej periódy (teda od bóru po neón (na obrázku nižšie vodorovné čiary označujú orbitály, zvislé šípky označujú elektróny a smer šípky označuje orientáciu spinu).

Klechkovského pravidlo

Klechkovského pravidlo - so zvyšujúcim sa počtom elektrónov v atómoch (so zvyšovaním nábojov ich jadier, resp. poradových čísel chemických prvkov) sa atómové orbitály osídľujú tak, že výskyt elektrónov v orbitáli s vyššou energiou závisí iba od hlavného kvantového čísla n a nezávisí od všetkých ostatných kvantových čísel, vrátane od l. Fyzikálne to znamená, že v atóme podobnom vodíku (pri absencii medzielektrónového odpudzovania) je orbitálna energia elektrónu určená iba priestorovou vzdialenosťou hustoty elektrónového náboja od jadra a nezávisí od charakteristík jeho pohyb v poli jadra.

Empirické Klechkovského pravidlo a z neho vyplývajúca schéma usporiadania sú do istej miery v rozpore so skutočnou energetickou postupnosťou atómových orbitálov len v dvoch podobných prípadoch: pre atómy Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au. , dochádza k „zlyhaniu“ elektrónu so s -podúrovňou vonkajšej vrstvy je nahradená d-podúrovňou predchádzajúcej vrstvy, čo vedie k energeticky stabilnejšiemu stavu atómu, a to: po naplnení orbitálu 6 dvoma elektróny s

(Poznámky z prednášky)

Štruktúra atómu. Úvod.

Predmetom štúdia chémie sú chemické prvky a ich zlúčeniny. Chemický prvok nazývaný súbor atómov s rovnakým kladným nábojom. Atom- je najmenšia častica chemického prvku, ktorá ho zachováva Chemické vlastnosti. Vzájomnou väzbou vytvárajú atómy rovnakých alebo rôznych prvkov zložitejšie častice - molekuly. Súbor atómov alebo molekúl tvorí chemické látky. Každá jednotlivá chemická látka je charakterizovaná súborom individuálnych fyzikálnych vlastností, ako sú body varu a topenia, hustota, elektrická a tepelná vodivosť atď.

1. Štruktúra atómu a periodická sústava prvkov

DI. Mendelejev.

Znalosť a pochopenie zákonitostí rádu plnenia Periodickej tabuľky prvkov D.I. Mendelejev nám umožňuje pochopiť nasledovné:

1. fyzikálna podstata existencie určitých prvkov v prírode,

2. povaha chemickej valencie prvku,

3. schopnosť a „ľahkosť“ prvku dávať alebo prijímať elektróny pri interakcii s iným prvkom,

4. povaha chemických väzieb, ktoré môže daný prvok vytvárať pri interakcii s inými prvkami, priestorová štruktúra jednoduchých a zložitých molekúl atď., atď.

Štruktúra atómu.

Atóm je komplexný mikrosystém elementárnych častíc v pohybe a vzájomnej interakcie.

Koncom 19. a začiatkom 20. storočia sa zistilo, že atómy sa skladajú z menších častíc: neutrónov, protónov a elektrónov Posledné dve častice sú nabité častice, protón nesie kladný náboj, elektrón záporný náboj. Keďže atómy prvku v základnom stave sú elektricky neutrálne, znamená to, že počet protónov v atóme akéhokoľvek prvku sa rovná počtu elektrónov. Hmotnosť atómov je určená súčtom hmotností protónov a neutrónov, ktorých počet sa rovná rozdielu medzi hmotnosťou atómov a ich poradovým číslom v periodickej sústave D.I. Mendelejev.

V roku 1926 Schrödinger navrhol opísať pohyb mikročastíc v atóme prvku pomocou vlnovej rovnice, ktorú odvodil. Pri riešení Schrödingerovej vlnovej rovnice pre atóm vodíka sa objavia tri celočíselné kvantové čísla: n, ℓ A m ℓ , ktoré charakterizujú stav elektrónu v trojrozmernom priestore v centrálnom poli jadra. Kvantové čísla n, ℓ A m ℓ nadobúdať celočíselné hodnoty. Vlnová funkcia definovaná tromi kvantovými číslami n, ℓ A m ℓ a získaný ako výsledok riešenia Schrödingerovej rovnice sa nazýva orbitál. Orbitál je oblasť priestoru, v ktorej sa s najväčšou pravdepodobnosťou nachádza elektrón patriace k atómu chemického prvku. Riešenie Schrödingerovej rovnice pre atóm vodíka teda vedie k objaveniu sa troch kvantových čísel, ktorých fyzikálny význam je, že charakterizujú tri rôzne typy orbitálov, ktoré atóm môže mať. Pozrime sa bližšie na každé kvantové číslo.

Hlavné kvantové číslo n môže nadobudnúť akékoľvek kladné celé číslo: n = 1,2,3,4,5,6,7... Charakterizuje energiu elektrónovej hladiny a veľkosť elektrónového „oblaku“. Je charakteristické, že číslo hlavného kvantového čísla sa zhoduje s číslom periódy, v ktorej sa prvok nachádza.

Azimutálne alebo orbitálne kvantové čísloℓ môže nadobúdať celočíselné hodnoty z ℓ = 0….až n – 1 a určuje moment pohybu elektrónu, t.j. orbitálny tvar. Pre rôzne číselné hodnoty ℓ sa používa nasledujúci zápis: ℓ = 0, 1, 2, 3 a sú označené symbolmi s, p, d, f, respektíve pre ℓ = 0, 1, 2 a 3. V periodickej tabuľke prvkov nie sú žiadne prvky so spinovým číslom ℓ = 4.

Magnetické kvantové číslom ℓ charakterizuje priestorové usporiadanie elektrónových orbitálov a následne aj elektromagnetické vlastnosti elektrónu. Môže nadobúdať hodnoty od – ℓ na + ℓ vrátane nuly.

Tvar, alebo presnejšie, symetrické vlastnosti atómových orbitálov závisia od kvantových čísel ℓ A m ℓ . "Elektronický cloud" zodpovedajúci s- orbitály majú, majú tvar gule (zároveň ℓ = 0).

Obr.1. 1s orbitálna

Orbitály definované kvantovými číslami ℓ = 1 a m ℓ = -1, 0 a +1 sa nazývajú p-orbitály. Keďže m ℓ má tri rôzne hodnoty, atóm má tri energeticky ekvivalentné p-orbitály (hlavné kvantové číslo je pre ne rovnaké a môže mať hodnotu n = 2,3,4,5,6 alebo 7). Orbitály p majú osovú symetriu a vyzerajú ako trojrozmerné osmičky, orientované pozdĺž osí x, y a z vo vonkajšom poli (obr. 1.2). Odtiaľ pochádza pôvod symboliky p x , p y a p z .

Obr.2. orbitály p x, py a pz

Okrem toho existujú atómové orbitály d- a f-, pre prvú ℓ = 2 a m ℓ = -2, -1, 0, +1 a +2, t.j. päť AO, pre druhé ℓ = 3 a m ℓ = -3, -2, -1, 0, +1, +2 a +3, t.j. 7 JSC.

Štvrté kvantum m s nazývané spinové kvantové číslo, zaviedli Goudsmit a Uhlenbeck v roku 1925 na vysvetlenie určitých jemných efektov v spektre atómu vodíka. Spin elektrónu je moment hybnosti nabitej elementárnej častice elektrónu, ktorého orientácia je kvantovaná, t.j. prísne obmedzené na určité uhly. Táto orientácia je určená hodnotou spinového magnetického kvantového čísla (s), ktoré sa pre elektrón rovná ½ , teda pre elektrón podľa kvantizačných pravidiel m s = ± ½. V tomto ohľade by sme k množine troch kvantových čísel mali pridať kvantové číslo m s . Ešte raz zdôraznime, že štyri kvantové čísla určujú poradie konštrukcie Mendelejevovej periodickej tabuľky prvkov a vysvetlíme, prečo sú v prvej perióde len dva prvky, v druhej a tretej osem, vo štvrtej 18 atď. Aby sme vysvetlili štruktúru mnohoelektrónových atómov, poradie plnenia elektronických hladín, keď sa kladný náboj atómu zvyšuje, nestačí mať predstavu o štyroch kvantových číslach, ktoré „riadia“ správanie elektrónov, keď vypĺňanie elektrónových orbitálov, ale potrebujete poznať niektoré jednoduchšie pravidlá, konkrétne, Pauliho princíp, Hundovo pravidlo a Kleczkowského pravidlá.

Podľa Pauliho princípu V rovnakom kvantovom stave, charakterizovanom určitými hodnotami štyroch kvantových čísel, nemôže byť viac ako jeden elektrón. To znamená, že jeden elektrón môže byť v princípe umiestnený v akomkoľvek atómovom orbitále. Dva elektróny môžu byť v rovnakom atómovom orbitále iba vtedy, ak majú rôzne spinové kvantové čísla.

Pri plnení troch p-AO, piatich d-AO a siedmich f-AO elektrónmi by sme sa mali okrem Pauliho princípu riadiť Hundovým pravidlom: K vyplneniu orbitálov jedného podplášťa v základnom stave dochádza elektrónmi s identickými spinmi.

Pri plnení podšuplíkov (p, d, f)absolútna hodnota súčtu točení musí byť maximálna.

Klechkovského pravidlo. Podľa Klechkovského pravidla pri plneníd A fmusí sa rešpektovať elektrónový orbitálprincíp minimálnej energie. Podľa tohto princípu elektróny v základnom stave obsadzujú orbitály s minimálnymi energetickými hladinami. Energia podúrovne je určená súčtom kvantových číseln + ℓ = E .

Prvé pravidlo Klechkovského: Po prvé, tie podúrovne, pre ktorén + ℓ = E minimálne.

Druhé pravidlo Klechkovského: v prípade rovnostin + ℓ pre niekoľko podúrovní, ktorých podúroveňn minimálne .

V súčasnosti je známych 109 prvkov.

2. Ionizačná energia, elektrónová afinita a elektronegativita.

Najdôležitejšími charakteristikami elektrónovej konfigurácie atómu sú ionizačná energia (IE) alebo ionizačný potenciál (IP) a elektrónová afinita atómu (EA). Ionizačná energia je zmena energie pri odstraňovaní elektrónu z voľného atómu pri 0 K: A = + + ē . Závislosť ionizačnej energie od atómového čísla Z prvku a veľkosti atómového polomeru má výrazne periodický charakter.

Elektrónová afinita (EA) je zmena energie, ktorá sprevádza pridanie elektrónu k izolovanému atómu za vzniku záporného iónu pri 0 K: A + ē = A - (atóm a ión sú v základnom stave). V tomto prípade elektrón zaberá najnižší voľný atómový orbitál (LUAO), ak je VZAO obsadený dvoma elektrónmi. SE silne závisí od ich orbitálnej elektronickej konfigurácie.

Zmeny v EI a SE korelujú so zmenami mnohých vlastností prvkov a ich zlúčenín, čo sa používa na predpovedanie týchto vlastností z hodnôt EI a SE. Halogény majú najvyššiu absolútnu elektrónovú afinitu. V každej skupine periodickej tabuľky prvkov ionizačný potenciál alebo EI klesá so zvyšujúcim sa počtom prvkov, čo je spojené so zvýšením atómového polomeru a so zvýšením počtu elektronických vrstiev a čo dobre koreluje so zvýšením redukujúceho sila prvku.

Tabuľka 1 periodickej tabuľky prvkov ukazuje hodnoty EI a SE v eV/na atóm. Všimnite si, že presné hodnoty SE sú známe len pre niekoľko atómov, ich hodnoty sú zvýraznené v tabuľke 1.

stôl 1

Prvá ionizačná energia (EI), elektrónová afinita (EA) a elektronegativita χ) atómov v periodickej tabuľke.

χ – elektronegativita podľa Paulinga

r- atómový polomer, (z „Laboratórnych a seminárnych tried všeobecnej a anorganickej chémie“, N.S. Achmetov, M.K. Azizova, L.I. Badygina)