Структурата на електронските обвивки на атомите. Електронска формула на елемент Табела за електронска структура на елементи

с- ЕлементиСе нарекуваат елементите во атомите од кои последниот електрон влегува во поднивото s. Слично дефинирано стр-елементи,г-елементи иѓ-елементи.

Почетокот на секој период одговара на отворањето на нов електронски слој. Бројот на периодот е еднаков на бројот на електронскиот слој што се отвора. Секој период, освен првиот, завршува со пополнување на p-поднивото на слојот отворен на почетокот на овој период. Првиот период содржи само s-елементи (два). Во четвртиот и петтиот период, помеѓу s-елементите (два) и p-елементите (шест) има d-елементи (десет). Во шестиот и седмиот, зад пар s-елементи има (прекршувајќи ги правилата на Клечковски) еден d-елемент, потоа четиринаесет f-елементи (тие се поставени во посебни редови на дното на табелата - лантаниди и актиниди) , потоа девет d-елементи и, како и секогаш, точките завршуваат со шест p-елементи.

Табелата е поделена вертикално на 8 групи, секоја група во главна и секундарна подгрупа. Главните подгрупи содржат s- и p-елементи, а секундарните подгрупи содржат d-елементи. Главната подгрупа е лесно да се одреди - содржи елементи од периоди 1-3. Строго под нив се преостанатите елементи од главната подгрупа. Елементите на страничната подгрупа се наоѓаат на страна (лево или десно).

Валентност на атомите

Во класичниот концепт, валентноста се определува со бројот на неспарени електрони во основата или возбудената состојба на атомите. Приземјена состојба- електронската состојба на атомот во која неговата енергија е минимална. Возбудена состојба- електронската состојба на атомот што одговара на преминот на еден или повеќе електрони од орбитала со помала енергија во слободна орбитала со поголема енергија. За s- и p-елементите, транзицијата на електрони е можна само во рамките на надворешниот електронски слој. За d-елементите, можни се транзиции во d-поднивото на преднадворешниот слој и s- и p-поднивото на надворешниот слој. За f-елементите, можни се транзиции во (n-2)f-, (n-1)d-, ns- и np-поднивоата, каде што n е бројот на надворешниот електронски слој. Валентни електронисе нарекуваат електрони кои ја одредуваат валентноста на атомот во неговата основна или возбудена состојба. Валентен електронски слој- слој на кој се наоѓаат валентни електрони.

Опишете ги електроните од надворешниот слој на атомот на сулфур и валентните електрони на железото (основна состојба) користејќи квантни броеви. Наведете ги можните валентни и оксидациски состојби на атомите на овие елементи.

1). Атом на сулфур.

Сулфурот има сериски број 16. Се наоѓа во трет период, шеста група, главна подгрупа. Затоа, ова е р-елемент, надворешниот електронски слој е трет, тој е валентен. Има шест електрони. Електронската структура на валентниот слој ја има формата

   

За сите електрони n=3, бидејќи се наоѓаат на третиот слој. Да ги погледнеме по редослед:

 n=3, L=0 (електронот се наоѓа во s-орбиталата), m l =0 (за s-орбиталата е можна само оваа вредност на магнетниот квантен број), m s =+1/2 (ротација околу сопствената оска се јавува во насока на стрелките на часовникот);

 n=3, L=0, m l =0 (овие три квантни броеви се исти како оние на првиот електрон, бидејќи и двата електрони се во иста орбитала), m s = -1/2 (само овде се појавува разликата, бара од Паули принципот);

 n=3, L=1 (ова е p-електрон), m l =+1 (од три можни вредности m l = 1, 0 за првата p-орбитала го избираме максимумот, ова е p x орбитала ), m s = +1/ 2;

 n=3, L=1, m l = +1, m s =-1/2;

 n=3, L=1, m l = 0 (ова е p y орбитала), m s = +1/2;

 n=3, L=1, m l = -1 (ова е p z орбитала), m s = +1/2.

Да ги разгледаме валентните и оксидационите состојби на сулфурот. На валентниот слој во основната состојба на атомот има два електронски парови, два неспарени електрони и пет слободни орбитали. Затоа, валентноста на сулфурот во оваа состојба е II. Сулфурот е неметал. Нему му недостасуваат два електрони пред да го комплетира слојот, така што во соединенија со атоми на помалку електронегативни елементи, како што се металите, може да покаже минимална оксидациска состојба од -2. Спарувањето на електронски парови е можно бидејќи на овој слој има слободни орбитали. Затоа, во првата возбудена состојба (S *)

Во соединенијата со атоми на повеќе електронегативни елементи, како што е кислородот, сите шест валентни електрони можат да бидат поместени од атомите на сулфур, така што неговата максимална оксидациска состојба е +6.

2). Железо.

Серискиот број на железо е 26. Се наоѓа во четвртиот период, во осмата група, секундарна подгрупа. Ова е d-елемент, шести во низата d-елементи од четвртиот период. Железните валентни електрони (осум) се наоѓаат на 3d подниво (шест, во согласност со нивната позиција во серијата d елементи) и на поднивото 4s (два):

    

Да ги погледнеме по редослед:

 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, m l = -2, m s = +1/2;

 n=4, L=0, m l = 0, m s = +1/2;

 n=4, L=0, m l = 0, m s = -1/2.

Валентност

На надворешниот слој нема неспарени електрони, така што минималната валентност на железото (II) се појавува во возбудена состојба на атомот:

Откако ќе се користат електроните од надворешниот слој, 4 неспарени електрони од 3d подниво може да бидат вклучени во формирањето на хемиски врски. Затоа, максималната валентност на железото е VI.

Состојба на оксидација

Железото е метал, па затоа се карактеризира со позитивни оксидациски состојби од +2 (вклучени се електрони од поднивото 4s) до +6 (4s и сите неспарени 3d електрони се вклучени).

Хемикалии се она од што е направен светот околу нас.

Својствата на секоја хемиска супстанција се поделени на два вида: хемиски, кои ја карактеризираат нејзината способност да формираат други супстанции и физички, кои се објективно набљудувани и може да се разгледуваат изолирано од хемиските трансформации. На пример, физичките својства на супстанцијата се нејзината состојба на агрегација (цврста, течна или гасовита), топлинска спроводливост, топлински капацитет, растворливост во различни медиуми (вода, алкохол, итн.), густина, боја, вкус итн.

Трансформацијата на некои хемиски супстанции во други супстанции се нарекува хемиски феномени или хемиски реакции. Треба да се напомене дека има и физички феномени кои очигледно се придружени со промена на какви било физички својства на супстанцијата без нејзина трансформација во други супстанции. Физичките феномени, на пример, вклучуваат топење на мраз, замрзнување или испарување на водата итн.

Фактот дека хемиски феномен се случува во текот на еден процес може да се заклучи со набљудување на карактеристични знаци на хемиски реакции, како што се промена на бојата, формирање на талог, ослободување на гас, ослободување на топлина и (или) светлина.

На пример, заклучок за појавата на хемиски реакции може да се направи со набљудување:

Формирање на талог при врела вода, наречен скала во секојдневниот живот;

Ослободување на топлина и светлина кога гори пожар;

Промена на бојата на парче свежо јаболко во воздух;

Формирање на меурчиња со гас при ферментација на тестото итн.

Најмалите честички на супстанцијата кои практично не подлежат на промени за време на хемиските реакции, туку само се поврзуваат едни со други на нов начин, се нарекуваат атоми.

Самата идеја за постоење на такви единици на материјата се појавила во античка Грција во главите на античките филозофи, што всушност го објаснува потеклото на терминот „атом“, бидејќи „атомос“ буквално преведен од грчки значи „неделив“.

Меѓутоа, спротивно на идејата на античките грчки филозофи, атомите не се апсолутен минимум на материјата, т.е. тие самите имаат сложена структура.

Секој атом се состои од таканаречени субатомски честички - протони, неутрони и електрони, означени соодветно со симболите p +, n o и e -. Надписот во користената ознака покажува дека протонот има единечно позитивно полнење, електронот има единица негативен полнеж, а неутронот нема полнеж.

Што се однесува до квалитативната структура на атомот, во секој атом сите протони и неутрони се концентрирани во таканареченото јадро, околу кое електроните формираат електронска обвивка.

Протонот и неутронот имаат речиси исти маси, т.е. m p ≈ m n, а масата на електронот е речиси 2000 пати помала од масата на секој од нив, т.е. m p / m e ≈ m n / m e ≈ 2000 година.

Бидејќи основното својство на атомот е неговата електрична неутралност, а полнежот на еден електрон е еднаков на полнењето на еден протон, од ова можеме да заклучиме дека бројот на електрони во секој атом е еднаков на бројот на протони.

На пример, табелата подолу го прикажува можниот состав на атомите:

Тип на атоми со ист нуклеарен полнеж, т.е. со ист број на протони во нивните јадра се нарекува хемиски елемент. Така, од табелата погоре можеме да заклучиме дека атом 1 и атом 2 припаѓаат на еден хемиски елемент, а атом 3 и атом 4 припаѓаат на друг хемиски елемент.

Секој хемиски елемент има свое име и индивидуален симбол, кој се чита на одреден начин. Така, на пример, наједноставниот хемиски елемент, чии атоми содржат само еден протон во јадрото, се нарекува „водород“ и се означува со симболот „H“, кој се чита како „пепел“ и хемиски елемент со нуклеарно полнење од +7 (т.е. содржи 7 протони) - „азот“, го има симболот „N“, кој се чита како „en“.

Како што можете да видите од табелата погоре, атомите на еден хемиски елемент може да се разликуваат по бројот на неутрони во нивните јадра.

Атомите кои припаѓаат на истиот хемиски елемент, но имаат различен број на неутрони и, како резултат на тоа, маса, се нарекуваат изотопи.

На пример, хемискиот елемент водород има три изотопи - 1 H, 2 H и 3 H. Индексите 1, 2 и 3 над симболот H значат вкупен број на неутрони и протони. Оние. Знаејќи дека водородот е хемиски елемент, кој се карактеризира со тоа што има еден протон во јадрата на неговите атоми, можеме да заклучиме дека во изотопот 1 H воопшто нема неутрони (1-1 = 0), во изотопот 2 H - 1 неутрон (2-1=1) и во изотопот 3 H - два неутрони (3-1=2). Бидејќи, како што веќе беше споменато, неутронот и протонот имаат исти маси, а масата на електронот е занемарливо мала во споредба со нив, тоа значи дека изотопот 2 H е речиси двојно потежок од изотопот 1 H, а 3 Изотоп H е дури три пати потежок. Поради толку големо расејување во масите на водородни изотопи, на изотопите 2 H и 3 H дури им беа доделени посебни поединечни имиња и симболи, што не е типично за ниеден друг хемиски елемент. Изотопот 2H го добил името деутериум и го добил симболот D, а изотопот 3H го добил името тритиум и го добил симболот Т.

Ако ја земеме масата на протонот и неутронот како една, а ја занемариме масата на електронот, всушност горниот лев индекс, покрај вкупниот број на протони и неутрони во атомот, може да се смета и за негова маса, и затоа овој индекс се нарекува масен број и е означен со симболот А. Бидејќи полнежот на јадрото на кој било протони одговара на атомот, а полнежот на секој протон конвенционално се смета за еднаков на +1, бројот на протони во јадрото се нарекува број на полнење (Z). Со означување на бројот на неутрони во атомот како N, односот помеѓу масениот број, бројот на полнеж и бројот на неутрони може математички да се изрази како:

Според современите концепти, електронот има двојна (честичка-бранова) природа. Има својства и на честичка и на бран. Како честичка, електронот има маса и полнеж, но во исто време, протокот на електрони, како бран, се карактеризира со способност за дифракција.

За да се опише состојбата на електронот во атомот, се користат концептите на квантната механика, според кои електронот нема специфична траекторија на движење и може да се наоѓа во која било точка во просторот, но со различни веројатности.

Областа на просторот околу јадрото каде што најверојатно ќе се најде електрон се нарекува атомска орбитала.

Атомската орбитала може да има различни форми, големини и ориентации. Атомската орбитала се нарекува и електронски облак.

Графички, една атомска орбитала обично се означува како квадратна клетка:

Квантната механика има исклучително сложен математички апарат, затоа, во рамките на училишниот курс по хемија, се разгледуваат само последиците од квантната механичка теорија.

Според овие последици, секоја атомска орбитала и електронот лоциран во неа целосно се карактеризираат со 4 квантни броеви.

• Главниот квантен број, n, ја одредува вкупната енергија на електронот во дадена орбитала. Опсегот на вредности на главниот квантен број се сите природни броеви, т.е. n = 1,2,3,4, 5, итн.
• Орбиталниот квантен број - l - го карактеризира обликот на атомската орбитала и може да земе која било цел број вредност од 0 до n-1, каде што n, потсетиме, е главниот квантен број.

Се нарекуваат орбитали со l = 0 с-орбитали. s-Орбиталите се сферични по форма и немаат насока во просторот:

Се нарекуваат орбитали со l = 1 p-орбитали. Овие орбитали имаат облик на тридимензионална фигура осум, т.е. форма добиена со ротирање на фигурата осум околу оската на симетрија и однадвор наликува на гира:

Се нарекуваат орбитали со l = 2 d-орбитали, и со l = 3 - f-орбитали. Нивната структура е многу посложена.

3) Магнетен квантен број – m l – ја одредува просторната ориентација на специфична атомска орбитала и ја изразува проекцијата на орбиталниот аголен моментум на правецот на магнетното поле. Магнетниот квантен број m l одговара на ориентацијата на орбиталата во однос на насоката на векторот на јачината на надворешното магнетно поле и може да земе какви било цели броеви од -l до +l, вклучително и 0, т.е. вкупниот број на можни вредности е (2l+1). Така, на пример, за l = 0 m l = 0 (една вредност), за l = 1 m l = -1, 0, +1 (три вредности), за l = 2 m l = -2, -1, 0, + 1, +2 (пет вредности на магнетниот квантен број) итн.

Така, на пример, p-орбитали, т.е. орбитали со орбитален квантен број l = 1, кои имаат облик на „тридимензионална фигура од осум“, одговараат на три вредности на магнетниот квантен број (-1, 0, +1), што, пак, одговараат на три правци нормални едни на други во просторот.

4) Спин квантниот број (или едноставно спин) - m s - конвенционално може да се смета за одговорен за насоката на ротација на електронот во атомот; може да добие вредности. Електроните со различни вртења се означени со вертикални стрелки насочени во различни насоки: ↓ и .

Множеството од сите орбитали во атомот кои имаат ист главен квантен број се нарекува енергетско ниво или електронска обвивка. Секое произволно ниво на енергија со одреден број n се состои од n 2 орбитали.

Збир на орбитали со исти вредности на главниот квантен број и орбиталниот квантен број претставува енергетско подниво.

Секое енергетско ниво, кое одговара на главниот квантен број n, содржи n поднивоа. За возврат, секое енергетско потниво со орбитален квантен број l се состои од (2l+1) орбитали. Така, поднивото s се состои од една s орбитала, поднивото p се состои од три p орбитали, поднивото d се состои од пет d орбитали, а поднивото f се состои од седум f орбитали. Бидејќи, како што веќе беше споменато, една атомска орбитала често се означува со една квадратна ќелија, поднивоата s-, p-, d- и f може графички да се претстават на следниов начин:

Секоја орбитала одговара на индивидуално строго дефинирано множество од три квантни броеви n, l и m l.

Распределбата на електроните меѓу орбиталите се нарекува електронска конфигурација.

Пополнувањето на атомските орбитали со електрони се случува во согласност со три услови:

• Принцип на минимална енергија: Електроните ги исполнуваат орбиталите почнувајќи од најниското енергетско потниво. Редоследот на поднивоата по зголемен редослед на нивните енергии е како што следува: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;

За полесно да се запамети оваа низа на пополнување електронски поднивоа, следнава графичка илустрација е многу погодна:

• Паули принцип: Секоја орбитала може да содржи не повеќе од два електрони.

Ако има еден електрон во орбиталата, тогаш тој се нарекува неспарен, а ако има два, тогаш тие се нарекуваат електронски пар.

• Хундовото правило: најстабилна состојба на атомот е онаа во која, во рамките на едно подниво, атомот има максимален можен број на неспарени електрони. Оваа најстабилна состојба на атомот се нарекува основна состојба.

Всушност, горенаведеното значи дека, на пример, поставувањето на 1-ви, 2-ри, 3-ти и 4-ти електрони во три орбитали на p-поднивото ќе се изврши на следниов начин:

Пополнувањето на атомските орбитали од водород, кој има полнеж број 1, до криптон (Kr), со број на полнеж 36, ќе се изврши на следниов начин:

Таквото претставување на редот на полнење на атомските орбитали се нарекува енергетски дијаграм. Врз основа на електронските дијаграми на поединечни елементи, можно е да се запишат нивните таканаречени електронски формули (конфигурации). Така, на пример, елемент со 15 протони и, како последица на тоа, 15 електрони, т.е. фосфорот (P) ќе го има следниот енергетски дијаграм:

Кога ќе се претвори во електронска формула, атомот на фосфор ќе има форма:

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

Броевите со нормална големина лево од симболот на поднивото го покажуваат бројот на енергетското ниво, а натписите десно од симболот на поднивото го покажуваат бројот на електрони во соодветното подниво.

Подолу се прикажани електронските формули на првите 36 елементи од периодниот систем на Д.И. Менделеев.

Како што веќе беше споменато, во нивната основна состојба, електроните во атомските орбитали се наоѓаат според принципот на најмала енергија. Меѓутоа, во присуство на празни p-орбитали во основната состојба на атомот, често, со предавање на вишок енергија на атомот, атомот може да се пренесе во таканаречената возбудена состојба. На пример, атом на бор во неговата основна состојба има електронска конфигурација и енергетски дијаграм од следнава форма:

И во возбудена состојба (*), т.е. Кога малку енергија се пренесува на атом на бор, неговата електронска конфигурација и енергетскиот дијаграм ќе изгледаат вака:

Во зависност од тоа кое подниво во атомот е пополнето последно, хемиските елементи се делат на s, p, d или f.

Наоѓање на елементите s, p, d и f во табелата D.I. Менделеев:

• С-елементите го имаат последното подниво што треба да се пополни. Овие елементи вклучуваат елементи од главните (лево во ќелијата на табелата) подгрупи од групите I и II.
• За p-елементи, p-поднивото е пополнето. П-елементите ги вклучуваат последните шест елементи од секој период, освен првиот и седмиот, како и елементите од главните подгрупи од групите III-VIII.
• d-елементите се наоѓаат помеѓу s- и p-елементите во големи периоди.
• f-елементите се нарекуваат лантаниди и актиниди. Тие се наведени на дното на табелата D.I. Менделеев.

Бидејќи за време на хемиските реакции, јадрата на атомите кои реагираат остануваат непроменети (со исклучок на радиоактивни трансформации), хемиските својства на атомите зависат од структурата на нивните електронски обвивки. Теорија електронска структура на атомотизградена врз основа на апаратот на квантната механика. Така, структурата на нивоата на атомска енергија може да се добие врз основа на квантно-механички пресметки за веројатноста за наоѓање електрони во просторот околу атомското јадро ( оризот. 4.5).

Ориз. 4.5. Шема на поделба на енергетските нивоа на поднивоа

Основите на теоријата за електронската структура на атомот се сведуваат на следните одредби: состојбата на секој електрон во атомот се карактеризира со четири квантни броеви: главниот квантен број n = 1, 2, 3,; орбитална (азимутална) l=0,1,2, n–1; магнетни м л = -l, –1,0,1,  л; спин м с = -1/2, 1/2 .

Според Паули принцип, во ист атом не може да има два електрони кои имаат исто множество од четири квантни броеви n, l, m л , м с; збирки на електрони со исти главни квантни броеви n формираат електронски слоеви, или енергетски нивоа на атомот, нумерирани од јадрото и означени како К, Л, М, Н, О, П, П, и во енергетскиот слој со дадена вредност nне може да биде повеќе од 2n 2 електрони. Збирки на електрони со исти квантни броеви nИ л, формираат поднивоа, означени како што се оддалечуваат од јадрото како s, p, d, f.

Веројатното определување на положбата на електронот во просторот околу атомското јадро одговара на Хајзенберговиот принцип на несигурност. Според концептите на квантната механика, електронот во атомот нема специфична траекторија на движење и може да се наоѓа во кој било дел од просторот околу јадрото, а неговите различни позиции се сметаат како електронски облак со одредена негативна густина на полнеж. Просторот околу јадрото во кој најверојатно ќе се најде електрон се нарекува орбитален. Содржи околу 90% од електронскиот облак. Секое подниво 1s, 2s, 2pитн. одговара на одреден број орбитали со одредена форма. На пример, 1s- И 2с-орбиталите се сферични и 2 стр-орбитали ( 2 стр x , 2 стр y , 2 стр z-орбитали) се ориентирани во меѓусебно нормални насоки и имаат форма на гира ( оризот. 4.6).

Ориз. 4.6. Облик и ориентација на електронските орбитали.

За време на хемиските реакции, атомското јадро не претрпува промени, се менуваат само електронските обвивки на атомите, чија структура објаснува многу од својствата на хемиските елементи. Врз основа на теоријата за електронската структура на атомот, беше воспоставено длабокото физичко значење на периодичниот закон за хемиски елементи на Менделеев и беше создадена теоријата за хемиско поврзување.

Теоретското оправдување на периодичниот систем на хемиски елементи вклучува податоци за структурата на атомот, потврдувајќи го постоењето на врска помеѓу периодичноста на промените во својствата на хемиските елементи и периодичното повторување на слични типови на електронски конфигурации на нивните атоми.

Во светлината на доктрината за структурата на атомот, поделбата на Менделеев на сите елементи на седум периоди станува оправдана: бројот на периодот одговара на бројот на енергетските нивоа на атомите исполнети со електрони. Во мали периоди, со зголемување на позитивниот полнеж на атомските јадра, се зголемува бројот на електрони на надворешно ниво (од 1 до 2 во првиот период и од 1 до 8 во вториот и третиот период), што објаснува промена на својствата на елементите: на почетокот на периодот (освен првиот) има алкален метал, потоа се забележува постепено слабеење на металните својства и зајакнување на неметалните својства. Овој модел може да се следи за елементи од вториот период во табела 4.2.

Табела 4.2.

Во големи периоди, како што се зголемува полнежот на јадрата, пополнувањето на нивоата со електрони е потешко, што ја објаснува покомплексната промена во својствата на елементите во споредба со елементите од мали периоди.

Идентичната природа на својствата на хемиските елементи во подгрупите се објаснува со сличната структура на надворешното енергетско ниво, како што е прикажано во маса 4.3, илустрирајќи ја низата на пополнување на енергетските нивоа со електрони за подгрупи на алкални метали.

Табела 4.3.

Бројот на групата обично го означува бројот на електрони во атомот кои можат да учествуваат во формирањето на хемиски врски. Ова е физичкото значење на бројот на групата. На четири места од периодниот систем, елементите не се распоредени по редослед на зголемување на атомската маса: АрИ К,КоИ Ни,ТдИ Јас,ТИ Па. Овие отстапувања се сметаа за недостатоци на периодниот систем на хемиски елементи. Доктрината за структурата на атомот ги објасни овие отстапувања. Експерименталното определување на нуклеарните полнежи покажа дека распоредот на овие елементи одговара на зголемување на полнежите на нивните јадра. Покрај тоа, експерименталното определување на полнежите на атомските јадра овозможи да се одреди бројот на елементи помеѓу водородот и ураниумот, како и бројот на лантаниди. Сега сите места во периодниот систем се пополнуваат во интервалот од Z=1пред Z=114, сепак, периодичниот систем не е целосен, можно е откривање на нови трансураниумски елементи.

Електрони

Концептот на атом се појавил во античкиот свет за да означи честички од материјата. Во превод од грчки, атом значи „неделив“.

Ирскиот физичар Стони, врз основа на експерименти, дошол до заклучок дека електричната енергија ја носат најмалите честички кои постојат во атомите на сите хемиски елементи. Во 1891 година, Стони предложи овие честички да се наречат електрони, што на грчки значи „килибар“. Неколку години откако електронот го доби своето име, англискиот физичар Џозеф Томсон и францускиот физичар Жан Перин докажаа дека електроните носат негативен полнеж. Ова е најмалиот негативен полнеж, кој во хемијата се зема како еден (-1). Томсон дури успеа да ја одреди брзината на електронот (брзината на електронот во орбитата е обратно пропорционална со бројот на орбитата n. Радиусите на орбитите се зголемуваат пропорционално со квадратот на бројот на орбитата. Во првата орбита на атом на водород (n=1; Z=1) брзината е ≈ 2,2·106 m/s, односно околу сто пати помала од брзината на светлината c = 3·108 m/s) и масата на електронот (тоа е речиси 2000 пати помала од масата на атомот на водород).

Состојба на електроните во атомот

Состојбата на електронот во атомот се подразбира како збир на информации за енергијата на одреден електрон и просторот во кој се наоѓа. Електронот во атомот нема траекторија на движење, т.е. можеме само да зборуваме за тоа веројатноста да се најде во просторот околу јадрото.

Може да се наоѓа во кој било дел од овој простор што го опкружува јадрото, а севкупноста на неговите различни позиции се смета како електронски облак со одредена негативна густина на полнеж. Фигуративно, ова може да се замисли вака: ако е можно да се фотографира позицијата на електрон во атом по стотинки или милионити делови од секундата, како во фото-финиш, тогаш електронот на таквите фотографии би бил претставен како точки. Кога би биле поставени безброј такви фотографии, сликата би била електронски облак со најголема густина каде што би имало најмногу од овие точки.

Просторот околу атомското јадро во кој најверојатно ќе се најде електрон се нарекува орбитала. Содржи приближно 90% електронски облак, а тоа значи дека околу 90% од времето електронот е во овој дел од вселената. Тие се разликуваат по форма 4 моментално познати типови на орбитали, кои се означени со латински буквите s, p, d и f. Графички приказ на некои форми на електронски орбитали е претставен на сликата.

Најважната карактеристика на движењето на електронот во одредена орбитала е енергија на неговото поврзување со јадрото. Електроните со слични енергетски вредности формираат единствен електронски слој, или енергетско ниво. Нивоата на енергија се нумерирани почнувајќи од јадрото - 1, 2, 3, 4, 5, 6 и 7.

Целиот број n, кој го означува бројот на енергетското ниво, се нарекува главен квантен број. Ја карактеризира енергијата на електроните кои заземаат дадено енергетско ниво. Електроните од првото енергетско ниво, најблиску до јадрото, имаат најниска енергија.Во споредба со електроните од првото ниво, електроните на следните нивоа ќе се карактеризираат со голема понуда на енергија. Следствено, електроните од надворешното ниво се најмалку цврсто врзани за атомското јадро.

Најголемиот број електрони на енергетско ниво се одредува со формулата:

N = 2n 2,

каде N е максималниот број на електрони; n е бројот на нивото или главниот квантен број. Следствено, на првото енергетско ниво најблиску до јадрото не може да има повеќе од два електрони; на вториот - не повеќе од 8; на третиот - не повеќе од 18; на четвртиот - не повеќе од 32.

Почнувајќи од второто енергетско ниво (n = 2), секое од нивоата е поделено на поднивоа (подслоеви), малку различни едни од други во енергијата на врзувањето со јадрото. Бројот на поднивоа е еднаков на вредноста на главниот квантен број: првото енергетско ниво има едно подниво; вториот - два; трето - три; четврто - четири поднивоа. Поднивоата, пак, се формираат од орбитали. Секоја вредностn одговара на бројот на орбитали еднаков на n.

Поднивоата обично се означуваат со латински букви, како и со обликот на орбиталите од кои се состојат: s, p, d, f.

Протони и неутрони

Атом од кој било хемиски елемент е споредлив со мал Сончев систем. Затоа, овој модел на атомот, предложен од Е. Радерфорд, се нарекува планетарен.

Атомското јадро, во кое е концентрирана целата маса на атомот, се состои од честички од два вида - протони и неутрони.

Протоните имаат полнеж еднаков на полнежот на електроните, но спротивен во знакот (+1) и маса еднаква на масата на атом на водород (во хемијата се зема како едно). Неутроните не носат полнеж, тие се неутрални и имаат маса еднаква на масата на протонот.

Протоните и неутроните заедно се нарекуваат нуклеони (од латинскиот јадро - јадро). Збирот на бројот на протони и неутрони во атомот се нарекува масен број. На пример, масениот број на атом на алуминиум е:

13 + 14 = 27

број на протони 13, број на неутрони 14, маса број 27

Бидејќи масата на електронот, која е занемарливо мала, може да се занемари, очигледно е дека целата маса на атомот е концентрирана во јадрото. Електроните се означени како e-.

Од атомот електрично неутрален, тогаш исто така е очигледно дека бројот на протони и електрони во атомот е ист. Тој е еднаков на серискиот број на хемискиот елемент што му е доделен во Периодниот систем. Масата на атомот се состои од масата на протони и неутрони. Знаејќи го атомскиот број на елементот (Z), т.е. бројот на протони и масовниот број (A), еднаков на збирот на броевите на протоните и неутроните, можете да го најдете бројот на неутрони (N) користејќи ја формулата :

N = A - Z

На пример, бројот на неутрони во атом на железо е:

56 — 26 = 30

Изотопи

Се нарекуваат сорти на атоми од ист елемент кои имаат ист нуклеарен полнеж, но различен масен број изотопи. Хемиските елементи кои се наоѓаат во природата се мешавина од изотопи. Така, јаглеродот има три изотопи со маси 12, 13, 14; кислород - три изотопи со маси 16, 17, 18, итн. Релативната атомска маса на хемиски елемент обично дадена во Периодниот систем е просечната вредност на атомските маси на природна мешавина на изотопи на даден елемент, земајќи ја предвид нивното релативно изобилство во природата. Хемиските својства на изотопите на повеќето хемиски елементи се сосема исти. Сепак, водородните изотопи се разликуваат во голема мера во својствата поради драматичното повеќекратно зголемување на нивната релативна атомска маса; дури добиваат поединечни имиња и хемиски симболи.

Елементи од првиот период

Дијаграм на електронската структура на атомот на водород:

Дијаграмите на електронската структура на атомите ја покажуваат распределбата на електроните низ електронските слоеви (нивоа на енергија).

Графичка електронска формула на атомот на водород (ја покажува дистрибуцијата на електроните по енергетски нивоа и поднивоа):

Графичките електронски формули на атомите ја покажуваат распределбата на електроните не само меѓу нивоата и поднивоата, туку и меѓу орбиталите.

Во атом на хелиум, првиот електронски слој е завршен - има 2 електрони. Водородот и хелиумот се s-елементи; S-орбиталата на овие атоми е исполнета со електрони.

За сите елементи од вториот период се пополнува првиот електронски слој, а електроните ги исполнуваат s- и p-орбиталите на вториот електронски слој во согласност со принципот на најмала енергија (прво s, а потоа p) и правилата на Паули и Хун.

Во неонскиот атом, вториот електронски слој е завршен - има 8 електрони.

За атомите на елементите од третиот период, првиот и вториот електронски слој се завршени, така што се пополнува третиот електронски слој, во кој електроните можат да ги окупираат поднивоата 3s-, 3p- и 3d.

Атомот на магнезиум ја комплетира својата електронска орбитала 3s. Na и Mg се s-елементи.

Во алуминиум и последователни елементи, поднивото 3p е исполнето со електрони.

Елементите од третиот период имаат непополнети 3d орбитали.

Сите елементи од Al до Ar се p-елементи. s- и p-елементите ги формираат главните подгрупи во Периодниот систем.

Елементи од четвртиот - седмиот период

Четвртиот електронски слој се појавува во атомите на калиум и калциум, а поднивото 4s е исполнето, бидејќи има помала енергија од 3d поднивото.

K, Ca - s-елементи вклучени во главните подгрупи. За атомите од Sc до Zn, 3d поднивото е исполнето со електрони. Ова се 3Д елементи. Тие се вклучени во секундарни подгрупи, нивниот најоддалечен електронски слој е пополнет и тие се класифицирани како преодни елементи.

Обрнете внимание на структурата на електронските обвивки на атоми на хром и бакар. Во нив, еден електрон „пропаѓа“ од 4s на 3d подниво, што се објаснува со поголемата енергетска стабилност на добиените електронски конфигурации 3d 5 и 3d 10:

Во атомот на цинкот, третиот електронски слој е завршен - во него се пополнети сите поднивоа 3s, 3p и 3d, со вкупно 18 електрони. Во елементите по цинкот, четвртиот електронски слој, поднивото 4p, продолжува да се пополнува.

Елементите од Ga до Kr се p-елементи.

Атомот на криптон има надворешен слој (четврт) кој е целосен и има 8 електрони. Но, може да има вкупно 32 електрони во четвртиот електронски слој; атомот на криптон сè уште има непополнети поднивоа 4d и 4f. За елементите од петтиот период, поднивоата се пополнуваат по следниот редослед: 5s - 4d - 5p. Исто така, постојат исклучоци поврзани со „ неуспех» електрони, y 41 Nb, 42 Mo, 44 ​​Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

Во шестиот и седмиот период, се појавуваат f-елементи, т.е. елементи во кои се пополнети 4f- и 5f-поднивоата на третиот надворешен електронски слој, соодветно.

4f елементите се нарекуваат лантаниди.

5f елементите се нарекуваат актиниди.

Редоследот на пополнување на електронските поднивоа во атомите на елементите од шестиот период: 55 Cs и 56 Ba - 6s елементи; 57 La … 6s 2 5d x - 5d елемент; 58 Ce - 71 Lu - 4f елементи; 72 Hf - 80 Hg - 5d елементи; 81 T1 - 86 Rn - 6d елементи. Но, и овде има елементи во кои е „нарушен“ редоследот на пополнување на електронските орбитали, што, на пример, е поврзано со поголема енергетска стабилност на половина и целосно пополнети f-поднивоа, т.е. nf 7 и nf 14. Во зависност од тоа кое потниво на атомот е последно исполнето со електрони, сите елементи се поделени во четири електронски семејства или блокови:

• s-елементи. s-поднивото на надворешното ниво на атомот е исполнето со електрони; С-елементите вклучуваат водород, хелиум и елементи од главните подгрупи од групите I и II.

• p-елементи. П-поднивото на надворешното ниво на атомот е исполнето со електрони; p-елементите вклучуваат елементи од главните подгрупи од групите III-VIII.

• d-елементи. d-поднивото на преднадворешното ниво на атомот е исполнето со електрони; d-елементите вклучуваат елементи на секундарни подгрупи од групите I-VIII, т.е. елементи на plug-in децении големи периоди лоцирани помеѓу s- и p-елементи. Тие се нарекуваат и преодни елементи.

• f-елементи. F-поднивото на третото надворешно ниво на атомот е исполнето со електрони; тие вклучуваат лантаниди и антиноиди.

Швајцарскиот физичар В. Паули во 1925 година утврдил дека во атом во една орбитала не може да има повеќе од два електрони со спротивни (антипаралелни) спинови (преведено од англиски како „вретено“), т.е. имаат такви својства што условно можат да се замислат како ротација на електрон околу неговата замислена оска: во насока на стрелките на часовникот или спротивно од стрелките на часовникот.

Овој принцип се нарекува Паули принцип. Ако има еден електрон во орбиталата, тогаш тој се нарекува неспарен; ако има два, тогаш тоа се спарени електрони, односно електрони со спротивни спинови. На сликата е прикажан дијаграм на поделба на енергетските нивоа на поднивоа и редоследот по кој тие се пополнуваат.

Многу често, структурата на електронските обвивки на атомите е прикажана со помош на енергија или квантни ќелии - напишани се таканаречените графички електронски формули. За оваа нотација се користи следната нотација: секоја квантна клетка е означена со клетка што одговара на една орбитала; Секој електрон е означен со стрелка што одговара на насоката на центрифугирање. Кога пишувате графичка електронска формула, треба да запомните две правила: Принципот на Паули и правилото на Ф.Хунд, според кој електроните ги заземаат слободните ќелии прво една по една и имаат иста вредност на спинот, па дури потоа се парат, но спиновите, според принципот на Паули, веќе ќе бидат обратно насочени.

Хундовото правило и принципот на Паули

Хундовото правило- правило за квантна хемија кое го одредува редоследот на пополнување на орбиталите на одреден подслој и е формулирано на следниов начин: вкупната вредност на спин квантниот број на електрони на даден подслој мора да биде максимална. Формулиран од Фридрих Хунд во 1925 година.

Тоа значи дека во секоја од орбиталите на подслојот прво се полни по еден електрон, а дури откако ќе се исцрпат ненаполнетите орбитали, на оваа орбитала се додава втор електрон. Во овој случај, во една орбитала има два електрони со полуцелобројни вртења со спротивен знак, кои се парат (формираат облак од два електрони) и, како резултат на тоа, вкупниот спин на орбиталата станува еднаков на нула.

Друга формулација: Пониско во енергија лежи атомскиот поим за кој се исполнети два услови.

1. Мноштвото е максимална
2. Кога множествата се совпаѓаат, вкупниот орбитален импулс L е максимален.

Дозволете ни да го анализираме ова правило користејќи го примерот за пополнување на орбитали со p-подниво стр-елементи од вториот период (односно, од бор до неон (на дијаграмот подолу, хоризонталните линии означуваат орбитали, вертикалните стрелки означуваат електрони, а насоката на стрелката ја означува ориентацијата на центрифугата).

владеењето на Клечковски

Правилото на Клечковски -како што се зголемува вкупниот број на електрони во атомите (со зголемување на полнежите на нивните јадра или сериските броеви на хемиските елементи), атомските орбитали се населуваат на таков начин што појавата на електрони во орбитала со поголема енергија зависи само од главниот квантен број n и не зависи од сите други броеви на квантни броеви, вклучително и од l. Физички, тоа значи дека во атом сличен на водород (во отсуство на меѓуелектронска одбивност), орбиталната енергија на електронот се определува само со просторното растојание на густината на полнежот на електронот од јадрото и не зависи од карактеристиките на неговото движење во полето на јадрото.

Емпириското правило на Клечковски и шемата за подредување што произлегува од него се донекаде контрадикторни со реалната енергетска низа на атомските орбитали само во два слични случаи: за атомите Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au. , доаѓа до „неуспех“ на електрон со s -поднивото на надворешниот слој се заменува со d-поднивото на претходниот слој, што доведува до енергетски постабилна состојба на атомот, имено: по полнењето на орбиталите 6 со два електрони с

Атомот е најмалата честичка на материјата, која се состои од јадро и електрони. Структурата на електронските обвивки на атомите е одредена од положбата на елементот во Периодниот систем на хемиски елементи од Д.И. Менделеев.

Електронска и електронска обвивка на атомот

Атомот, кој е генерално неутрален, се состои од позитивно наелектризирано јадро и негативно наелектризирана електронска обвивка (електронски облак), при што вкупните позитивни и негативни полнежи се еднакви во апсолутна вредност. При пресметување на релативната атомска маса, масата на електроните не се зема предвид, бидејќи е занемарлива и 1840 пати помала од масата на протон или неутрон.

Ориз. 1. Атом.

Електронот е сосема уникатна честичка која има двојна природа: има и својства на бран и честичка. Тие постојано се движат околу јадрото.

Просторот околу јадрото каде што е најверојатно веројатноста да се најде електрон се нарекува електронска орбитала или електронски облак. Овој простор има специфична форма, која е означена со буквите s-, p-, d- и f-. S-електронската орбитала има сферична форма, p-орбиталата има форма на гира или тродимензионална фигура осум, формите на d- и f-орбиталите се многу посложени.

Ориз. 2. Форми на електронски орбитали.

Околу јадрото, електроните се распоредени во електронски слоеви. Секој слој се карактеризира со неговото растојание од јадрото и неговата енергија, поради што електронските слоеви често се нарекуваат нивоа на електронска енергија. Колку е поблиску нивото до јадрото, толку е помала енергијата на електроните во него. Еден елемент се разликува од друг по бројот на протони во јадрото на атомот и, соодветно, во бројот на електрони. Следствено, бројот на електрони во електронската обвивка на неутрален атом е еднаков на бројот на протони содржани во јадрото на овој атом. Секој следен елемент има уште еден протон во своето јадро и уште еден електрон во својата електронска обвивка.

Нововлезениот електрон ја зафаќа орбиталата со најмала енергија. Сепак, максималниот број на електрони по ниво се одредува со формулата:

каде N е максималниот број на електрони, а n е бројот на енергетското ниво.

Првото ниво може да има само 2 електрони, второто може да има 8 електрони, третото може да има 18 електрони, а четвртото ниво може да има 32 електрони. Надворешното ниво на атомот не може да содржи повеќе од 8 електрони: штом бројот на електрони достигне 8, следното ниво, подалеку од јадрото, почнува да се пополнува.

Структура на електронски обвивки на атоми

Секој елемент стои во одреден период. Период е хоризонтална збирка на елементи распоредени по редослед на зголемување на полнењето на јадрата на нивните атоми, која започнува со алкален метал и завршува со инертен гас. Првите три периоди во табелата се мали, а следните, почнувајќи од четвртиот период, се големи, составени од два реда. Бројот на периодот во кој се наоѓа елементот има физичко значење. Тоа значи колку нивоа на електронска енергија има во атом на кој било елемент од даден период. Така, елементот хлор Cl е во 3-тиот период, односно неговата електронска обвивка има три електронски слоеви. Хлорот е во групата VII од табелата, а во главната подгрупа. Главната подгрупа е колоната во секоја група која започнува со период 1 или 2.

Така, состојбата на електронските обвивки на атомот на хлор е следна: атомскиот број на хлорниот елемент е 17, што значи дека атомот има 17 протони во јадрото и 17 електрони во електронската обвивка. На ниво 1 може да има само 2 електрони, на ниво 3 - 7 електрони, бидејќи хлорот е во главната подгрупа од групата VII. Потоа на ниво 2 има: 17-2-7 = 8 електрони.