La struttura dei gusci elettronici degli atomi. Formula elettronica di un elemento Struttura elettronica della tabella degli elementi

S-Elementi Vengono chiamati gli elementi negli atomi di cui l'ultimo elettrone entra nel sottolivello s. Allo stesso modo definito P-elementi,D-elementi eF-elementi.

L'inizio di ogni periodo corrisponde all'apertura di un nuovo strato elettronico. Il numero del periodo è uguale al numero dello strato di elettroni che viene aperto. Ogni periodo, tranne il primo, termina con il riempimento del sottolivello p dello strato aperto all'inizio di questo periodo. Il primo periodo contiene solo s-elementi (due). Nel quarto e quinto periodo, tra gli elementi s (due) e gli elementi p (sei) ci sono elementi d (dieci). Nel sesto e nel settimo, dietro una coppia di elementi s c'è (in violazione delle regole di Klechkovsky) un elemento d, poi quattordici elementi f (sono posizionati in file separate nella parte inferiore della tabella: lantanidi e attinidi) , poi nove elementi d e, come sempre, i periodi terminano con sei elementi p.

La tabella è divisa verticalmente in 8 gruppi, ciascun gruppo in un sottogruppo principale e uno secondario. I sottogruppi principali contengono elementi s e p, mentre i sottogruppi secondari contengono elementi d. Il sottogruppo principale è facile da determinare: contiene elementi dei periodi 1-3. Strettamente sotto di loro ci sono i restanti elementi del sottogruppo principale. Gli elementi del sottogruppo laterale si trovano lateralmente (sinistra o destra).

Valenza degli atomi

Nel concetto classico, la valenza è determinata dal numero di elettroni spaiati nello stato fondamentale o eccitato degli atomi. Stato fondamentale- lo stato elettronico di un atomo in cui la sua energia è minima. Stato eccitato- lo stato elettronico di un atomo corrispondente alla transizione di uno o più elettroni da un orbitale ad energia minore ad un orbitale libero ad energia maggiore. Per gli elementi s e p, la transizione elettronica è possibile solo all'interno dello strato elettronico esterno. Per gli elementi d, le transizioni sono possibili all'interno del sottolivello d dello strato pre-esterno e dei sottolivelli s e p dello strato esterno. Per gli elementi f, le transizioni sono possibili all'interno dei sottolivelli (n-2)f-, (n-1)d-, ns- e np, dove n è il numero dello strato elettronico esterno. elettroni di valenza sono chiamati elettroni e determinano la valenza di un atomo nel suo stato fondamentale o eccitato. Strato di elettroni di valenza- strato su cui si trovano gli elettroni di valenza.

Descrivere gli elettroni dello strato esterno dell'atomo di zolfo e gli elettroni di valenza del ferro (stato fondamentale) utilizzando i numeri quantici. Indicare le possibili valenze e stati di ossidazione degli atomi di questi elementi.

1). Atomo di zolfo.

Lo zolfo ha il numero di serie 16. Appartiene al terzo periodo, sesto gruppo, sottogruppo principale. Pertanto, questo è un elemento p, lo strato elettronico esterno è il terzo, è quello di valenza. Ha sei elettroni. La struttura elettronica dello strato di valenza ha la forma

   

Per tutti gli elettroni n=3, poiché si trovano sul terzo strato. Vediamoli in ordine:

 n=3, L=0 (l'elettrone si trova nell'orbitale s), m l =0 (per l'orbitale s è possibile solo questo valore del numero quantico magnetico), m s =+1/2 (rotazione attorno il proprio asse avviene in senso orario);

 n=3, L=0, m l =0 (questi tre numeri quantici sono uguali a quelli del primo elettrone, poiché entrambi gli elettroni sono nello stesso orbitale), m s = -1/2 (solo qui appare la differenza, richiesto dal principio di Pauli);

 n=3, L=1 (questo è un elettrone p), m l =+1 (tra tre valori possibili m l = 1, 0 per il primo orbitale p scegliamo il massimo, questo è un orbitale p x ), ms = +1/ 2;

 n=3, L=1, m l = +1, m s =-1/2;

 n=3, L=1, m l = 0 (questo è un orbitale p y), m s = +1/2;

 n=3, L=1, m l = -1 (questo è un orbitale p z), m s = +1/2.

Consideriamo gli stati di valenza e di ossidazione dello zolfo. Sullo strato di valenza nello stato fondamentale dell'atomo ci sono due coppie di elettroni, due elettroni spaiati e cinque orbitali liberi. Pertanto la valenza dello zolfo in questo stato è II. Lo zolfo è un non metallo. Mancano due elettroni prima di completare lo strato, quindi nei composti con atomi di elementi meno elettronegativi, come i metalli, può presentare uno stato di ossidazione minimo pari a -2. L'accoppiamento delle coppie di elettroni è possibile perché su questo strato sono presenti orbitali liberi. Pertanto nel primo stato eccitato (S*)

Nei composti con atomi di elementi più elettronegativi, come l'ossigeno, tutti e sei gli elettroni di valenza possono essere spostati dagli atomi di zolfo, quindi il suo stato di ossidazione massimo è +6.

2). Ferro.

Il numero di serie del ferro è 26. Si trova nel quarto periodo, nell'ottavo gruppo, sottogruppo secondario. Questo è un elemento d, il sesto di una serie di elementi d del quarto periodo. Gli elettroni di valenza del ferro (otto) si trovano nel sottolivello 3d (sei, a seconda della loro posizione nella serie degli elementi d) e nel sottolivello 4s (due):

    

Vediamoli in ordine:

 n=3, L=2, m l = +2, m s = +1/2;

 n=3, L=2, m l = +2, m s = -1/2;

 n=3, L=2, m l = +1, m s = +1/2;

 n=3, L=2, m l = 0, m s = +1/2;

 n=3, L=2, m l = -1, m s = +1/2;

 n=3, L=2, ml = -2, ms = +1/2;

 n=4, L=0, m l = 0, m s = +1/2;

 n=4, L=0, m l = 0, m s = -1/2.

Valenza

Non ci sono elettroni spaiati sullo strato esterno, quindi la valenza minima del ferro (II) appare nello stato eccitato dell'atomo:

Dopo aver utilizzato gli elettroni dello strato esterno, 4 elettroni spaiati del sottolivello 3d possono essere coinvolti nella formazione di legami chimici. Pertanto, la valenza massima del ferro è VI.

Stato di ossidazione

Il ferro è un metallo, quindi è caratterizzato da stati di ossidazione positivi da +2 (sono coinvolti gli elettroni del sottolivello 4s) a +6 (sono coinvolti 4s e tutti gli elettroni 3d spaiati).

I prodotti chimici sono ciò di cui è fatto il mondo che ci circonda.

Le proprietà di ciascuna sostanza chimica sono divise in due tipi: chimiche, che caratterizzano la sua capacità di formare altre sostanze, e fisiche, che sono osservate oggettivamente e possono essere considerate separatamente dalle trasformazioni chimiche. Ad esempio, le proprietà fisiche di una sostanza sono il suo stato di aggregazione (solido, liquido o gassoso), conduttività termica, capacità termica, solubilità in vari mezzi (acqua, alcool, ecc.), densità, colore, sapore, ecc.

La trasformazione di alcune sostanze chimiche in altre sostanze è chiamata fenomeno chimico o reazione chimica. Va notato che esistono anche fenomeni fisici che sono ovviamente accompagnati da un cambiamento in qualsiasi proprietà fisica di una sostanza senza la sua trasformazione in altre sostanze. I fenomeni fisici, ad esempio, includono lo scioglimento del ghiaccio, il congelamento o l'evaporazione dell'acqua, ecc.

Il fatto che durante un processo si verifichi un fenomeno chimico può essere concluso osservando i segni caratteristici delle reazioni chimiche, come cambiamenti di colore, formazione di precipitati, rilascio di gas, rilascio di calore e (o) luce.

Ad esempio, è possibile trarre una conclusione sul verificarsi di reazioni chimiche osservando:

Formazione di sedimenti durante l'ebollizione dell'acqua, chiamata incrostazione nella vita di tutti i giorni;

Il rilascio di calore e luce quando un fuoco brucia;

Cambiamento di colore di un taglio di mela fresca all'aria;

Formazione di bolle di gas durante la fermentazione dell'impasto, ecc.

Le particelle più piccole di una sostanza che non subiscono praticamente alcun cambiamento durante le reazioni chimiche, ma si collegano tra loro solo in un modo nuovo, sono chiamate atomi.

L'idea stessa dell'esistenza di tali unità di materia è nata nell'antica Grecia nelle menti degli antichi filosofi, il che spiega in realtà l'origine del termine "atomo", poiché "atomos" tradotto letteralmente dal greco significa "indivisibile".

Tuttavia, contrariamente all’idea degli antichi filosofi greci, gli atomi non sono il minimo assoluto della materia, cioè loro stessi hanno una struttura complessa.

Ogni atomo è costituito dalle cosiddette particelle subatomiche - protoni, neutroni ed elettroni, designati rispettivamente dai simboli p +, no ed e -. L'apice nella notazione utilizzata indica che il protone ha una carica positiva unitaria, l'elettrone ha una carica negativa unitaria e il neutrone non ha carica.

Per quanto riguarda la struttura qualitativa di un atomo, in ciascun atomo tutti i protoni e i neutroni sono concentrati nel cosiddetto nucleo, attorno al quale gli elettroni formano un guscio elettronico.

Il protone e il neutrone hanno quasi la stessa massa, cioè m p ≈ m n, e la massa dell'elettrone è quasi 2000 volte inferiore alla massa di ciascuno di essi, cioè m p /m e ≈ m n /m e ≈ 2000.

Poiché la proprietà fondamentale di un atomo è la sua neutralità elettrica e la carica di un elettrone è uguale alla carica di un protone, da ciò possiamo concludere che il numero di elettroni in qualsiasi atomo è uguale al numero di protoni.

Ad esempio, la tabella seguente mostra la possibile composizione degli atomi:

Tipo di atomi con la stessa carica nucleare, ad es. con lo stesso numero di protoni nei nuclei è chiamato elemento chimico. Pertanto, dalla tabella sopra possiamo concludere che atom1 e atom2 appartengono a un elemento chimico e atom3 e atom4 appartengono a un altro elemento chimico.

Ogni elemento chimico ha il proprio nome e un simbolo individuale, che viene letto in un certo modo. Quindi, ad esempio, l'elemento chimico più semplice, i cui atomi contengono solo un protone nel nucleo, si chiama "idrogeno" ed è indicato con il simbolo "H", che viene letto come "cenere", e un elemento chimico con una carica nucleare di +7 (cioè contenente 7 protoni) - “azoto”, ha il simbolo “N”, che viene letto come “en”.

Come puoi vedere dalla tabella sopra, gli atomi di un elemento chimico possono differire nel numero di neutroni nei loro nuclei.

Gli atomi che appartengono allo stesso elemento chimico, ma hanno un numero diverso di neutroni e, di conseguenza, massa, sono chiamati isotopi.

Ad esempio, l'elemento chimico idrogeno ha tre isotopi: 1 H, 2 H e 3 H. Gli indici 1, 2 e 3 sopra il simbolo H indicano il numero totale di neutroni e protoni. Quelli. Sapendo che l'idrogeno è un elemento chimico, caratterizzato dal fatto che nei nuclei dei suoi atomi c'è un protone, possiamo concludere che nell'isotopo 1 H non ci sono neutroni (1-1 = 0), in nell'isotopo 2 H - 1 neutrone (2-1=1) e nell'isotopo 3 H - due neutroni (3-1=2). Poiché, come già accennato, il neutrone e il protone hanno le stesse masse, e la massa dell'elettrone è trascurabilmente piccola rispetto ad esse, ciò significa che l'isotopo 2H è quasi due volte più pesante dell'isotopo 1H, e l'isotopo 3 L'isotopo H è addirittura tre volte più pesante. A causa di una così grande dispersione nelle masse degli isotopi dell'idrogeno, agli isotopi 2 H e 3 H furono addirittura assegnati nomi e simboli individuali separati, il che non è tipico di nessun altro elemento chimico. L'isotopo 2H fu chiamato deuterio e gli fu dato il simbolo D, mentre all'isotopo 3H fu dato il nome trizio e gli fu dato il simbolo T.

Se prendiamo la massa del protone e del neutrone come una, e trascuriamo la massa dell'elettrone, infatti l'indice in alto a sinistra, oltre al numero totale di protoni e neutroni presenti nell'atomo, può essere considerata la sua massa, e quindi questo indice è chiamato numero di massa ed è indicato con il simbolo A. Poiché la carica del nucleo di eventuali protoni corrisponde a quella dell'atomo, e la carica di ciascun protone è convenzionalmente considerata pari a +1, il numero di protoni nel nucleo è chiamato numero di addebito (Z). Indicando il numero di neutroni in un atomo come N, la relazione tra numero di massa, numero di carica e numero di neutroni può essere espressa matematicamente come:

Secondo i concetti moderni, l'elettrone ha una natura duale (particella-onda). Ha le proprietà sia di una particella che di un'onda. Come una particella, un elettrone ha massa e carica, ma allo stesso tempo il flusso di elettroni, come un'onda, è caratterizzato dalla capacità di diffrazione.

Per descrivere lo stato di un elettrone in un atomo vengono utilizzati i concetti della meccanica quantistica, secondo i quali l'elettrone non ha una traiettoria di movimento specifica e può trovarsi in qualsiasi punto dello spazio, ma con probabilità diverse.

La regione dello spazio attorno al nucleo dove è più probabile che si trovi un elettrone è chiamata orbitale atomico.

Un orbitale atomico può avere forme, dimensioni e orientamenti diversi. Un orbitale atomico è anche chiamato nuvola di elettroni.

Graficamente, un orbitale atomico è solitamente indicato come una cella quadrata:

La meccanica quantistica ha un apparato matematico estremamente complesso, pertanto, nell'ambito di un corso di chimica scolastica, vengono prese in considerazione solo le conseguenze della teoria della meccanica quantistica.

Secondo queste conseguenze, qualsiasi orbitale atomico e l'elettrone situato in esso sono completamente caratterizzati da 4 numeri quantici.

• Il numero quantico principale, n, determina l'energia totale di un elettrone in un dato orbitale. L'intervallo di valori del numero quantico principale è costituito da tutti i numeri naturali, ad es. n = 1,2,3,4, 5, ecc.
• Il numero quantico orbitale - l - caratterizza la forma dell'orbitale atomico e può assumere qualsiasi valore intero da 0 a n-1, dove n, ricordiamo, è il numero quantico principale.

Si chiamano orbitali con l = 0 S-orbitali. Gli orbitali s sono di forma sferica e non hanno direzionalità nello spazio:

Si chiamano orbitali con l = 1 orbitali p. Questi orbitali hanno la forma di una figura tridimensionale otto, cioè una forma ottenuta ruotando un otto attorno ad un asse di simmetria, e esteriormente somiglia ad un manubrio:

Si chiamano orbitali con l = 2 orbitali d, e con l = 3 – orbitali f. La loro struttura è molto più complessa.

3) Il numero quantico magnetico – m l – determina l'orientamento spaziale di uno specifico orbitale atomico ed esprime la proiezione del momento angolare orbitale sulla direzione del campo magnetico. Il numero quantico magnetico m l corrisponde all'orientamento dell'orbitale rispetto alla direzione del vettore dell'intensità del campo magnetico esterno e può assumere qualsiasi valore intero da –l a +l, compreso 0, cioè il numero totale di valori possibili è (2l+1). Quindi, ad esempio, per l = 0 m l = 0 (un valore), per l = 1 m l = -1, 0, +1 (tre valori), per l = 2 m l = -2, -1, 0, + 1, +2 (cinque valori del numero quantico magnetico), ecc.

Quindi, ad esempio, gli orbitali p, cioè gli orbitali con un numero quantico orbitale l = 1, aventi la forma di una "figura tridimensionale di otto", corrispondono a tre valori del numero quantico magnetico (-1, 0, +1), che, a loro volta, corrispondono a tre direzioni perpendicolari tra loro nello spazio.

4) Il numero quantico di spin (o semplicemente spin) - m s - può essere convenzionalmente considerato responsabile del senso di rotazione dell'elettrone nell'atomo; esso può assumere valori. Gli elettroni con spin diversi sono indicati da frecce verticali dirette in direzioni diverse: ↓ e .

L'insieme di tutti gli orbitali di un atomo che hanno lo stesso numero quantico principale è chiamato livello energetico o guscio elettronico. Qualsiasi livello energetico arbitrario con un certo numero n è costituito da n 2 orbitali.

Un insieme di orbitali con gli stessi valori del numero quantico principale e del numero quantico orbitale rappresenta un sottolivello energetico.

Ogni livello energetico, che corrisponde al numero quantico principale n, contiene n sottolivelli. A sua volta, ogni sottolivello energetico con numero quantico orbitale l è costituito da (2l+1) orbitali. Pertanto, il sottolivello s è costituito dall'orbitale s, il sottolivello p è costituito da tre orbitali p, il sottolivello d è costituito da cinque orbitali d e il sottolivello f è costituito da sette orbitali f. Poiché, come già accennato, un orbitale atomico è spesso indicato da una cella quadrata, i sottolivelli s, p, d e f possono essere rappresentati graficamente come segue:

Ogni orbitale corrisponde a un insieme individuale rigorosamente definito di tre numeri quantici n, l e m l.

La distribuzione degli elettroni tra gli orbitali è chiamata configurazione elettronica.

Il riempimento degli orbitali atomici con gli elettroni avviene secondo tre condizioni:

• Principio dell'energia minima: Gli elettroni riempiono gli orbitali a partire dal sottolivello energetico più basso. La sequenza dei sottolivelli in ordine crescente delle loro energie è la seguente: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;

Per facilitare il ricordo di questa sequenza di compilazione dei sottolivelli elettronici, è molto comoda la seguente illustrazione grafica:

• Principio di Pauli: Ogni orbitale non può contenere più di due elettroni.

Se c'è un elettrone in un orbitale, allora viene chiamato spaiato, e se ce ne sono due, allora sono chiamati una coppia di elettroni.

• La regola di Hund: lo stato più stabile di un atomo è quello in cui, all'interno di un sottolivello, l'atomo ha il massimo numero possibile di elettroni spaiati. Questo stato più stabile dell'atomo è chiamato stato fondamentale.

In effetti, quanto sopra significa che, ad esempio, il posizionamento del 1°, 2°, 3° e 4° elettrone in tre orbitali del sottolivello p verrà effettuato come segue:

Il riempimento degli orbitali atomici dall'idrogeno, che ha numero di carica pari a 1, al kripton (Kr), con numero di carica pari a 36, ​​verrà effettuato come segue:

Una tale rappresentazione dell'ordine di riempimento degli orbitali atomici è chiamata diagramma energetico. Sulla base degli schemi elettronici dei singoli elementi, è possibile scrivere le loro cosiddette formule elettroniche (configurazioni). Quindi, ad esempio, un elemento con 15 protoni e, di conseguenza, 15 elettroni, cioè. il fosforo (P) avrà il seguente diagramma energetico:

Una volta convertito in una formula elettronica, l'atomo di fosforo assumerà la forma:

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

I numeri di dimensione normale a sinistra del simbolo del sottolivello mostrano il numero del livello energetico, e gli apici a destra del simbolo del sottolivello mostrano il numero di elettroni nel sottolivello corrispondente.

Di seguito sono riportate le formule elettroniche dei primi 36 elementi della tavola periodica di D.I. Mendeleev.

Come già accennato, nel loro stato fondamentale, gli elettroni negli orbitali atomici si trovano secondo il principio della minima energia. Tuttavia, in presenza di orbitali p vuoti nello stato fondamentale dell'atomo, spesso, trasmettendogli energia in eccesso, l'atomo può essere trasferito al cosiddetto stato eccitato. Ad esempio, un atomo di boro nel suo stato fondamentale ha una configurazione elettronica e un diagramma energetico della forma seguente:

E in uno stato eccitato (*), cioè Quando una certa energia viene impartita a un atomo di boro, la sua configurazione elettronica e il diagramma energetico appariranno così:

A seconda del sottolivello dell'atomo riempito per ultimo, gli elementi chimici sono divisi in s, p, d o f.

Trovare gli elementi s, p, d e f nella tabella D.I. Mendeleev:

• Gli elementi s hanno l'ultimo sottolivello s da riempire. Questi elementi includono elementi dei sottogruppi principali (a sinistra nella cella della tabella) dei gruppi I e II.
• Per gli elementi p, il sottolivello p è riempito. Gli elementi p comprendono gli ultimi sei elementi di ciascun periodo, eccetto il primo e il settimo, nonché elementi dei sottogruppi principali dei gruppi III-VIII.
• Gli elementi d si trovano tra gli elementi s e p in grandi periodi.
• Gli elementi f sono chiamati lantanidi e attinidi. Sono elencati in fondo alla tabella D.I.. Mendeleev.

Poiché durante le reazioni chimiche i nuclei degli atomi reagenti rimangono invariati (ad eccezione delle trasformazioni radioattive), le proprietà chimiche degli atomi dipendono dalla struttura dei loro gusci elettronici. Teoria struttura elettronica dell'atomo costruito sulla base dell'apparato della meccanica quantistica. Pertanto, la struttura dei livelli di energia atomica può essere ottenuta sulla base di calcoli quantomeccanici delle probabilità di trovare elettroni nello spazio attorno al nucleo atomico ( riso. 4.5).

Riso. 4.5. Schema di divisione dei livelli energetici in sottolivelli

I fondamenti della teoria della struttura elettronica di un atomo si riducono alle seguenti disposizioni: lo stato di ciascun elettrone in un atomo è caratterizzato da quattro numeri quantici: il numero quantico principale n = 1, 2, 3,; orbitale (azimutale) l=0,1,2, n–1; magnetico M l = –l, –1,0,1,  l; rotazione M S = -1/2, 1/2 .

Secondo Principio di Pauli, nello stesso atomo non possono esserci due elettroni aventi lo stesso insieme di quattro numeri quantici n, l, m l , M S; raccolte di elettroni con gli stessi numeri quantici principali n formano strati di elettroni, o livelli energetici dell'atomo, numerati a partire dal nucleo e indicati come K, L, M, N, O, P, Q, e nello strato energetico con un dato valore N non può essere più di 2n 2 elettroni. Collezioni di elettroni con gli stessi numeri quantici N E l, formano sottolivelli, designati man mano che si allontanano dal nucleo come s, p, d, f.

La determinazione probabilistica della posizione dell'elettrone nello spazio attorno al nucleo atomico corrisponde al principio di indeterminazione di Heisenberg. Secondo i concetti della meccanica quantistica, un elettrone in un atomo non ha una traiettoria di movimento specifica e può trovarsi in qualsiasi parte dello spazio attorno al nucleo, e le sue varie posizioni sono considerate come una nuvola di elettroni con una certa densità di carica negativa. Viene chiamato lo spazio attorno al nucleo in cui è più probabile che si trovi un elettrone orbitale. Contiene circa il 90% della nuvola di elettroni. Ogni sottolivello 1s, 2s, 2p eccetera. corrisponde ad un certo numero di orbitali di una certa forma. Per esempio, 1 secondo- E 2s- gli orbitali sono sferici e 2p-orbitali ( 2p X , 2p sì , 2p z-orbitali) sono orientati in direzioni reciprocamente perpendicolari e hanno la forma di un manubrio ( riso. 4.6).

Riso. 4.6. Forma e orientamento degli orbitali elettronici.

Durante le reazioni chimiche, il nucleo atomico non subisce cambiamenti; cambiano solo i gusci elettronici degli atomi, la cui struttura spiega molte delle proprietà degli elementi chimici. Sulla base della teoria della struttura elettronica dell'atomo, fu stabilito il profondo significato fisico della legge periodica degli elementi chimici di Mendeleev e fu creata la teoria del legame chimico.

La giustificazione teorica del sistema periodico degli elementi chimici include dati sulla struttura dell'atomo, confermando l'esistenza di una connessione tra la periodicità dei cambiamenti nelle proprietà degli elementi chimici e la ripetizione periodica di tipi simili di configurazioni elettroniche dei loro atomi.

Alla luce della dottrina della struttura dell'atomo, la divisione di Mendeleev di tutti gli elementi in sette periodi diventa giustificata: il numero del periodo corrisponde al numero di livelli energetici degli atomi pieni di elettroni. Nei periodi piccoli, con l'aumento della carica positiva dei nuclei atomici, aumenta il numero di elettroni a livello esterno (da 1 a 2 nel primo periodo, e da 1 a 8 nel secondo e terzo periodo), il che spiega la cambiamento nelle proprietà degli elementi: all'inizio del periodo (tranne il primo) c'è un metallo alcalino, quindi si osserva un graduale indebolimento delle proprietà metalliche e un rafforzamento delle proprietà non metalliche. Questo modello può essere rintracciato per gli elementi del secondo periodo in tabella 4.2.

Tabella 4.2.

Nei grandi periodi, all'aumentare della carica dei nuclei, il riempimento dei livelli con gli elettroni è più difficile, il che spiega il cambiamento più complesso nelle proprietà degli elementi rispetto agli elementi di piccoli periodi.

L'identica natura delle proprietà degli elementi chimici nei sottogruppi è spiegata dalla struttura simile del livello energetico esterno, come mostrato in tavolo 4.3, che illustra la sequenza di riempimento dei livelli energetici con elettroni per sottogruppi di metalli alcalini.

Tabella 4.3.

Il numero del gruppo indica solitamente il numero di elettroni in un atomo che possono partecipare alla formazione di legami chimici. Questo è il significato fisico del numero del gruppo. In quattro posti della tavola periodica gli elementi non sono disposti in ordine crescente di massa atomica: Ar E K,Co E Ni,Te E IO,Gi E papà. Queste deviazioni erano considerate carenze della tavola periodica degli elementi chimici. La dottrina della struttura dell'atomo spiegava queste deviazioni. La determinazione sperimentale delle cariche nucleari ha mostrato che la disposizione di questi elementi corrisponde ad un aumento delle cariche dei loro nuclei. Inoltre, la determinazione sperimentale delle cariche dei nuclei atomici ha permesso di determinare il numero di elementi tra idrogeno e uranio, nonché il numero di lantanidi. Ora tutti i posti nella tavola periodica sono riempiti nell'intervallo da Z=1 Prima Z=114 Tuttavia, il sistema periodico non è completo, è possibile la scoperta di nuovi elementi transuranici.

Elettroni

Il concetto di atomo è nato nel mondo antico per designare le particelle della materia. Tradotto dal greco, atomo significa “indivisibile”.

Il fisico irlandese Stoney, sulla base degli esperimenti, è giunto alla conclusione che l'elettricità è trasportata dalle particelle più piccole esistenti negli atomi di tutti gli elementi chimici. Nel 1891 Stoney propose di chiamare queste particelle elettroni, che in greco significa “ambra”. Alcuni anni dopo che l'elettrone prese il nome, il fisico inglese Joseph Thomson e il fisico francese Jean Perrin dimostrarono che gli elettroni trasportano una carica negativa. Questa è la più piccola carica negativa, che in chimica viene considerata come una (-1). Thomson riuscì addirittura a determinare la velocità dell'elettrone (la velocità dell'elettrone nell'orbita è inversamente proporzionale al numero dell'orbita n. I raggi delle orbite aumentano in proporzione al quadrato del numero dell'orbita. Nella prima orbita dell'elettrone atomo di idrogeno (n=1; Z=1) la velocità è ≈ 2,2·106 m/s, cioè circa cento volte inferiore alla velocità della luce c = 3·108 m/s) e la massa dell'elettrone (è quasi 2000 volte inferiore alla massa dell'atomo di idrogeno).

Stato degli elettroni in un atomo

Lo stato di un elettrone in un atomo è inteso come un insieme di informazioni sull'energia di un particolare elettrone e sullo spazio in cui si trova. Un elettrone in un atomo non ha una traiettoria di movimento, ad es. possiamo solo parlarne la probabilità di trovarlo nello spazio attorno al nucleo.

Può trovarsi in qualsiasi parte di questo spazio che circonda il nucleo e l'insieme delle sue varie posizioni è considerata come una nuvola di elettroni con una certa densità di carica negativa. In senso figurato, questo può essere immaginato in questo modo: se fosse possibile fotografare la posizione di un elettrone in un atomo dopo centesimi o milionesimi di secondo, come in un fotofinish, allora l'elettrone in tali fotografie sarebbe rappresentato come punti. Se si sovrapponessero innumerevoli fotografie di questo tipo, l'immagine sembrerebbe una nuvola di elettroni con la maggiore densità dove ci sarebbe la maggior parte di questi punti.

Lo spazio attorno al nucleo atomico in cui è più probabile che si trovi un elettrone è chiamato orbitale. Contiene circa Cloud elettronico al 90%., e questo significa che circa il 90% delle volte l'elettrone si trova in questa parte dello spazio. Si distinguono per la forma 4 tipi di orbitali attualmente conosciuti, che sono designati dal latino lettere s, p, d ed f. Nella figura è presentata una rappresentazione grafica di alcune forme di orbitali elettronici.

La caratteristica più importante del movimento di un elettrone in un determinato orbitale è energia della sua connessione con il nucleo. Gli elettroni con valori energetici simili formano un singolo strato di elettroni, o livello energetico. I livelli energetici sono numerati a partire dal nucleo: 1, 2, 3, 4, 5, 6 e 7.

L'intero n, che indica il numero del livello energetico, è chiamato numero quantico principale. Caratterizza l'energia degli elettroni che occupano un dato livello energetico. Gli elettroni del primo livello energetico, più vicini al nucleo, hanno l'energia più bassa. Rispetto agli elettroni del primo livello, gli elettroni dei livelli successivi saranno caratterizzati da un grande apporto di energia. Di conseguenza, gli elettroni del livello esterno sono meno strettamente legati al nucleo atomico.

Il maggior numero di elettroni a livello energetico è determinato dalla formula:

N = 2n2,

dove N è il numero massimo di elettroni; n è il numero del livello, o il numero quantico principale. Di conseguenza, al primo livello energetico più vicino al nucleo non possono esserci più di due elettroni; nel secondo - non più di 8; il terzo - non più di 18; il quarto - non più di 32.

A partire dal secondo livello energetico (n=2), ciascuno dei livelli è suddiviso in sottolivelli (sottostrati), leggermente diversi tra loro nell'energia di legame con il nucleo. Il numero di sottolivelli è uguale al valore del numero quantico principale: il primo livello energetico ha un sottolivello; il secondo - due; terzo - tre; quarto: quattro sottolivelli. I sottolivelli, a loro volta, sono formati da orbitali. Ogni valoren corrisponde al numero di orbitali pari a n.

I sottolivelli sono solitamente indicati con lettere latine, così come la forma degli orbitali che li compongono: s, p, d, f.

Protoni e neutroni

Un atomo di qualsiasi elemento chimico è paragonabile a un minuscolo sistema solare. Pertanto, viene chiamato questo modello dell'atomo, proposto da E. Rutherford planetario.

Il nucleo atomico, in cui è concentrata l'intera massa dell'atomo, è costituito da particelle di due tipi: protoni e neutroni.

I protoni hanno una carica pari alla carica degli elettroni, ma di segno opposto (+1), e una massa pari alla massa di un atomo di idrogeno (in chimica è considerato uno). I neutroni non hanno carica, sono neutri e hanno una massa pari a quella di un protone.

Protoni e neutroni insieme sono chiamati nucleoni (dal latino nucleo - nucleo). La somma del numero di protoni e neutroni presenti in un atomo è chiamata numero di massa. Ad esempio, il numero di massa di un atomo di alluminio è:

13 + 14 = 27

numero di protoni 13, numero di neutroni 14, numero di massa 27

Poiché la massa dell'elettrone, che è trascurabilmente piccola, può essere trascurata, è ovvio che l'intera massa dell'atomo è concentrata nel nucleo. Gli elettroni sono designati e-.

Dall'atomo elettricamente neutro, allora è anche ovvio che il numero di protoni e di elettroni in un atomo è lo stesso. È uguale al numero seriale dell'elemento chimico assegnatogli nella tavola periodica. La massa di un atomo è costituita dalla massa di protoni e neutroni. Conoscendo il numero atomico dell'elemento (Z), cioè il numero di protoni, e il numero di massa (A), pari alla somma dei numeri di protoni e neutroni, puoi trovare il numero di neutroni (N) utilizzando la formula :

N = A-Z

Ad esempio, il numero di neutroni in un atomo di ferro è:

56 — 26 = 30

Isotopi

Vengono chiamate varietà di atomi dello stesso elemento che hanno la stessa carica nucleare ma diverso numero di massa isotopi. Gli elementi chimici presenti in natura sono una miscela di isotopi. Pertanto, il carbonio ha tre isotopi con masse 12, 13, 14; ossigeno - tre isotopi con masse 16, 17, 18, ecc. La massa atomica relativa di un elemento chimico solitamente indicata nella tavola periodica è il valore medio delle masse atomiche di una miscela naturale di isotopi di un dato elemento, tenendo conto la loro relativa abbondanza in natura. Le proprietà chimiche degli isotopi della maggior parte degli elementi chimici sono esattamente le stesse. Tuttavia, gli isotopi dell'idrogeno variano notevolmente nelle proprietà a causa del drammatico aumento multiplo della loro massa atomica relativa; vengono persino dati nomi individuali e simboli chimici.

Elementi del primo periodo

Schema della struttura elettronica dell'atomo di idrogeno:

I diagrammi della struttura elettronica degli atomi mostrano la distribuzione degli elettroni attraverso gli strati elettronici (livelli energetici).

Formula elettronica grafica dell'atomo di idrogeno (mostra la distribuzione degli elettroni per livelli e sottolivelli energetici):

Le formule elettroniche grafiche degli atomi mostrano la distribuzione degli elettroni non solo tra livelli e sottolivelli, ma anche tra orbitali.

In un atomo di elio, il primo strato di elettroni è completo: ha 2 elettroni. L'idrogeno e l'elio sono elementi S; L'orbitale s di questi atomi è pieno di elettroni.

Per tutti gli elementi del secondo periodo il primo strato elettronico è riempito, e gli elettroni riempiono gli orbitali s e p del secondo strato elettronico secondo il principio di minima energia (prima s e poi p) e le regole di Pauli e Hund.

Nell'atomo di neon, il secondo strato di elettroni è completo: ha 8 elettroni.

Per gli atomi degli elementi del terzo periodo, il primo e il secondo strato elettronico sono completati, quindi viene riempito il terzo strato elettronico, in cui gli elettroni possono occupare i sottolivelli 3s, 3p e 3d.

L'atomo di magnesio completa il suo orbitale elettronico 3s. Na e Mg sono elementi s.

Nell'alluminio e negli elementi successivi, il sottolivello 3p è pieno di elettroni.

Gli elementi del terzo periodo hanno orbitali 3D vuoti.

Tutti gli elementi da Al ad Ar sono elementi p. Gli elementi s e p formano i sottogruppi principali della tavola periodica.

Elementi del quarto - settimo periodo

Un quarto strato di elettroni appare negli atomi di potassio e calcio e il sottolivello 4s è pieno, poiché ha un'energia inferiore rispetto al sottolivello 3d.

K, Ca - s-elementi inclusi nei sottogruppi principali. Per gli atomi da Sc a Zn, il sottolivello 3d è pieno di elettroni. Questi sono elementi 3d. Sono inclusi in sottogruppi secondari, il loro strato elettronico più esterno è riempito e sono classificati come elementi di transizione.

Presta attenzione alla struttura dei gusci elettronici degli atomi di cromo e rame. In essi, un elettrone “fallisce” dal sottolivello 4s al sottolivello 3d, il che è spiegato dalla maggiore stabilità energetica delle configurazioni elettroniche risultanti 3d 5 e 3d 10:

Nell'atomo di zinco, il terzo strato di elettroni è completo: in esso sono riempiti tutti i sottolivelli 3s, 3p e 3d, con un totale di 18 elettroni. Negli elementi successivi allo zinco, il quarto strato elettronico, il sottolivello 4p, continua ad essere riempito.

Gli elementi da Ga a Kr sono elementi p.

L'atomo di kripton ha uno strato esterno (quarto) che è completo e ha 8 elettroni. Ma nel quarto strato di elettroni possono esserci un totale di 32 elettroni; l'atomo di krypton ha ancora i sottolivelli 4d e 4f non riempiti.Per gli elementi del quinto periodo, i sottolivelli vengono riempiti nel seguente ordine: 5s - 4d - 5p. E ci sono anche delle eccezioni legate “ fallimento» elettroni, y 41 Nb, 42 Mo, 44 ​​Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

Nel sesto e nel settimo periodo compaiono gli elementi f, cioè gli elementi in cui sono riempiti rispettivamente i sottolivelli 4f e 5f del terzo strato elettronico esterno.

Gli elementi 4f sono chiamati lantanidi.

Gli elementi 5f sono chiamati attinidi.

L'ordine di riempimento dei sottolivelli elettronici negli atomi degli elementi del sesto periodo: 55 Cs e 56 Ba - elementi 6s; 57 La … 6s 2 5d x - 5d elemento; 58 Ce - 71 Lu - 4f elementi; 72 Hf - 80 Hg - elementi 5d; 81 T1 - 86 Rn - 6d elementi. Ma anche qui ci sono elementi in cui l'ordine di riempimento degli orbitali elettronici è "violato", il che, ad esempio, è associato alla maggiore stabilità energetica dei sottolivelli f riempiti per metà e completamente, cioè nf 7 e nf 14. A seconda di quale sottolivello dell'atomo è pieno di elettroni per ultimo, tutti gli elementi sono divisi in quattro famiglie o blocchi di elettroni:

• elementi s. Il sottolivello s del livello esterno dell'atomo è pieno di elettroni; Gli elementi s includono idrogeno, elio ed elementi dei principali sottogruppi dei gruppi I e II.

• elementi p. Il sottolivello p del livello esterno dell'atomo è pieno di elettroni; Gli elementi p includono elementi dei principali sottogruppi dei gruppi III-VIII.

• elementi d. Il sottolivello d del livello pre-esterno dell'atomo è pieno di elettroni; Gli elementi d includono elementi dei sottogruppi secondari dei gruppi I-VIII, cioè elementi di decenni plug-in di grandi periodi situati tra gli elementi s e p. Sono anche chiamati elementi di transizione.

• elementi f. Il sottolivello f del terzo livello esterno dell'atomo è pieno di elettroni; questi includono lantanidi e antinoidi.

Il fisico svizzero W. Pauli nel 1925 stabilì che in un atomo in un orbitale non possono esserci più di due elettroni con spin opposti (antiparalleli) (tradotto dall'inglese come "fusiccio"), cioè con proprietà tali che condizionatamente si può immaginare come la rotazione di un elettrone attorno al suo asse immaginario: in senso orario o antiorario.

Questo principio si chiama Principio di Pauli. Se c'è un elettrone nell'orbitale, allora viene chiamato spaiato; se ce ne sono due, allora questi sono elettroni accoppiati, cioè elettroni con spin opposti. La figura mostra un diagramma della divisione dei livelli energetici in sottolivelli e l'ordine in cui sono riempiti.

Molto spesso, la struttura dei gusci elettronici degli atomi viene rappresentata utilizzando celle energetiche o quantistiche: vengono scritte le cosiddette formule elettroniche grafiche. Per questa notazione viene utilizzata la seguente notazione: ciascuna cella quantistica è designata da una cella che corrisponde a un orbitale; Ogni elettrone è indicato da una freccia corrispondente alla direzione dello spin. Quando scrivi una formula elettronica grafica, dovresti ricordare due regole: Principio di Pauli e regola di F. Hund, secondo il quale gli elettroni occupano le celle libere prima uno alla volta e hanno lo stesso valore di spin, e solo successivamente si accoppiano, ma gli spin, secondo il principio di Pauli, saranno già diretti in modo opposto.

Regola di Hund e principio di Pauli

La regola di Hund- una regola della chimica quantistica che determina l'ordine di riempimento degli orbitali di un determinato sottostrato ed è formulata come segue: il valore totale del numero quantico di spin degli elettroni di un dato sottostrato deve essere massimo. Formulato da Friedrich Hund nel 1925.

Ciò significa che in ciascuno degli orbitali del sottostrato, un elettrone viene riempito per primo e solo dopo che gli orbitali vuoti sono esauriti, un secondo elettrone viene aggiunto a questo orbitale. In questo caso, in un orbitale ci sono due elettroni con spin semiintero del segno opposto, che si accoppiano (formano una nuvola di due elettroni) e, di conseguenza, lo spin totale dell'orbitale diventa zero.

Un'altra dicitura: Di energia inferiore si trova il termine atomico per il quale sono soddisfatte due condizioni.

1. La molteplicità è massima
2. Quando le molteplicità coincidono, il momento orbitale totale L è massimo.

Analizziamo questa regola usando l'esempio del riempimento degli orbitali di sottolivello p P-elementi del secondo periodo (cioè dal boro al neon (nel diagramma seguente, le linee orizzontali indicano gli orbitali, le frecce verticali indicano gli elettroni e la direzione della freccia indica l'orientamento dello spin).

La regola di Klechkovsky

La regola di Klechkovsky - man mano che aumenta il numero totale di elettroni negli atomi (con un aumento delle cariche dei loro nuclei o dei numeri seriali degli elementi chimici), gli orbitali atomici si popolano in modo tale che la comparsa degli elettroni in un orbitale con energia maggiore dipende solo dal numero quantico principale n e non dipende da tutti gli altri numeri quantici, incluso da l. Fisicamente, ciò significa che in un atomo simile all'idrogeno (in assenza di repulsione interelettronica), l'energia orbitale di un elettrone è determinata solo dalla distanza spaziale della densità di carica dell'elettrone dal nucleo e non dipende dalle caratteristiche del suo nucleo. movimento nel campo del nucleo.

La regola empirica di Klechkovsky e lo schema di ordinamento che ne consegue sono in qualche modo contraddittori con la sequenza energetica reale degli orbitali atomici solo in due casi simili: per gli atomi Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au , si verifica un "guasto" di un elettrone con il sottolivello s dello strato esterno che viene sostituito dal sottolivello d dello strato precedente, che porta ad uno stato energeticamente più stabile dell'atomo, vale a dire: dopo aver riempito gli orbitali 6 con due elettroni S

Un atomo è la più piccola particella della materia, costituita da un nucleo ed elettroni. La struttura dei gusci elettronici degli atomi è determinata dalla posizione dell'elemento nella tavola periodica degli elementi chimici di D.I. Mendeleev.

Elettrone e guscio elettronico di un atomo

Un atomo, che generalmente è neutro, è costituito da un nucleo carico positivamente e un guscio elettronico caricato negativamente (nuvola elettronica), con le cariche positive e negative totali uguali in valore assoluto. Nel calcolare la massa atomica relativa, la massa degli elettroni non viene presa in considerazione, poiché è trascurabile e 1840 volte inferiore alla massa di un protone o di un neutrone.

Riso. 1. Atomo.

L'elettrone è una particella del tutto unica che ha una duplice natura: ha entrambe le proprietà di un'onda e di una particella. Si muovono continuamente attorno al nucleo.

Lo spazio attorno al nucleo in cui è più probabile la probabilità di trovare un elettrone è chiamato orbitale elettronico o nuvola di elettroni. Questo spazio ha una forma specifica, designata dalle lettere s-, p-, d- e f-. L'orbitale dell'elettrone S ha una forma sferica, l'orbitale p ha la forma di un manubrio o di un otto tridimensionale, le forme degli orbitali d ed f sono molto più complesse.

Riso. 2. Forme degli orbitali elettronici.

Attorno al nucleo gli elettroni sono disposti in strati elettronici. Ogni strato è caratterizzato dalla sua distanza dal nucleo e dalla sua energia, motivo per cui gli strati elettronici sono spesso chiamati livelli di energia elettronica. Più il livello è vicino al nucleo, minore è l'energia degli elettroni in esso contenuti. Un elemento differisce dall'altro nel numero di protoni nel nucleo dell'atomo e, di conseguenza, nel numero di elettroni. Di conseguenza, il numero di elettroni nel guscio elettronico di un atomo neutro è uguale al numero di protoni contenuti nel nucleo di questo atomo. Ogni elemento successivo ha un protone in più nel suo nucleo e un elettrone in più nel suo guscio elettronico.

L'elettrone appena entrato occupa l'orbitale con l'energia più bassa. Tuttavia, il numero massimo di elettroni per livello è determinato dalla formula:

dove N è il numero massimo di elettroni e n è il numero del livello energetico.

Il primo livello può avere solo 2 elettroni, il secondo può avere 8 elettroni, il terzo può avere 18 elettroni e il quarto livello può avere 32 elettroni. Il livello esterno di un atomo non può contenere più di 8 elettroni: non appena il numero di elettroni raggiunge 8, il livello successivo, più lontano dal nucleo, comincia a riempirsi.

Struttura dei gusci elettronici degli atomi

Ogni elemento si trova in un certo periodo. Un periodo è un insieme orizzontale di elementi disposti in ordine crescente di carica dei nuclei dei loro atomi, che inizia con un metallo alcalino e termina con un gas inerte. I primi tre periodi della tabella sono piccoli e i successivi, a partire dal quarto periodo, sono grandi, costituiti da due righe. Il numero del periodo in cui si trova l'elemento ha un significato fisico. Significa quanti livelli di energia elettronica ci sono in un atomo di qualsiasi elemento di un dato periodo. Pertanto, l'elemento cloro Cl si trova nel 3o periodo, cioè il suo guscio elettronico ha tre strati elettronici. Il cloro è nel gruppo VII della tabella e nel sottogruppo principale. Il sottogruppo principale è la colonna all'interno di ciascun gruppo che inizia con il periodo 1 o 2.

Pertanto, lo stato dei gusci elettronici dell'atomo di cloro è il seguente: il numero atomico dell'elemento cloro è 17, il che significa che l'atomo ha 17 protoni nel nucleo e 17 elettroni nel guscio elettronico. Al livello 1 possono esserci solo 2 elettroni, al livello 3 - 7 elettroni, poiché il cloro è nel sottogruppo principale del gruppo VII. Quindi al livello 2 ci sono: 17-2-7 = 8 elettroni.