Strukturen til de elektroniske skallene til atomer. Elektronisk formel for et element Elektronisk struktur av elementer tabell

s-Elementer Elementer i atomene som det siste elektronet går inn i s-undernivået kalles. Tilsvarende definert s-elementer,d-elementer ogf-elementer.

Begynnelsen av hver periode tilsvarer åpningen av et nytt elektronisk lag. Periodetallet er lik antallet på elektronlaget som åpnes. Hver periode, bortsett fra den første, avsluttes med fyllingen av p-undernivået til laget åpnet i begynnelsen av denne perioden. Den første perioden inneholder kun s-elementer (to). I fjerde og femte periode, mellom s-elementene (to) og p-elementene (seks) er det d-elementer (ti). I den sjette og syvende, bak et par s-elementer er det (i strid med Klechkovskys regler) ett d-element, deretter fjorten f-elementer (de er plassert i separate rader nederst på bordet - lantanider og aktinider) , så slutter ni d-elementer og som alltid punktum med seks p-elementer.

Tabellen er delt vertikalt inn i 8 grupper, hver gruppe i en hoved- og sekundær undergruppe. Hovedundergruppene inneholder s- og p-elementer, og de sekundære undergruppene inneholder d-elementer. Hovedundergruppen er lett å bestemme - den inneholder elementer fra periode 1-3. Strengt under dem er de gjenværende elementene i hovedundergruppen. Elementer i sideundergruppen er plassert til siden (venstre eller høyre).

Valens av atomer

I det klassiske konseptet bestemmes valens av antall uparrede elektroner i bakken eller eksiterte tilstand av atomer. Grunntilstanden- den elektroniske tilstanden til et atom der energien er minimal. Spent tilstand- den elektroniske tilstanden til et atom som tilsvarer overgangen til ett eller flere elektroner fra en orbital med lavere energi til en fri orbital med høyere energi. For s- og p-elementer er elektronovergang bare mulig innenfor det ytre elektronlaget. For d-elementer er overganger mulig innenfor d-undernivået til det pre-eksterne laget og s- og p-undernivåene til det ytre laget. For f-elementer er overganger mulig innenfor (n-2)f-, (n-1)d-, ns- og np-undernivåene, hvor n er nummeret på det ytre elektroniske laget. Valenselektroner kalles elektroner som bestemmer valensen til et atom i dets grunn eller eksiterte tilstand. Valenselektronlag- lag som valenselektroner er plassert på.

Beskriv elektronene i det ytre laget av svovelatomet og valenselektronene til jern (grunntilstand) ved å bruke kvantetall. Angi mulige valenser og oksidasjonstilstander for atomene til disse elementene.

1). Svovel atom.

Svovel har løpenummer 16. Det er i tredje periode, sjette gruppe, hovedundergruppe. Derfor er dette et p-element, det ytre elektronlaget er det tredje, det er valenset. Den har seks elektroner. Den elektroniske strukturen til valenslaget har formen

   

For alle elektroner n=3, siden de er plassert på det tredje laget. La oss se på dem i rekkefølge:

 n=3, L=0 (elektronet er lokalisert i s-orbitalen), m l =0 (for s-orbitalen er kun denne verdien av det magnetiske kvantetallet mulig), m s =+1/2 (rotasjon rundt dens egen akse oppstår med klokken) ;

 n=3, L=0, m l =0 (disse tre kvantetallene er de samme som de for det første elektronet, siden begge elektronene er i samme orbital), m s = -1/2 (bare her vises forskjellen, kreves av Pauli-prinsippet);

 n=3, L=1 (dette er et p-elektron), m l =+1 (av tre mulige verdier m l = 1, 0 for den første p-orbitalen velger vi maksimum, dette er en p x orbital m s = +1/2;

 n=3, L=1, ml = +1, m s =-1/2;

 n=3, L=1, m l = 0 (dette er en p y orbital), m s = +1/2;

 n=3, L=1, m l = -1 (dette er en p z orbital), m s = +1/2.

La oss vurdere valens- og oksidasjonstilstandene til svovel. På valenslaget i atomets grunntilstand er det to elektronpar, to uparede elektroner og fem frie orbitaler. Derfor er valensen til svovel i denne tilstanden II. Svovel er et ikke-metall. Den mangler to elektroner før den fullfører laget, så i forbindelser med atomer av mindre elektronegative elementer, for eksempel metaller, kan den ha en minimumsoksidasjonstilstand på -2. Paring av elektronpar er mulig fordi det er frie orbitaler på dette laget. Derfor, i den første eksiterte tilstanden (S *)

I forbindelser med atomer av mer elektronegative elementer, som oksygen, kan alle seks valenselektronene fortrenges fra svovelatomene, så dens maksimale oksidasjonstilstand er +6.

2). Jern.

Serienummeret til jern er 26. Det ligger i den fjerde perioden, i den åttende gruppen, en sekundær undergruppe. Dette er et d-element, det sjette i en serie av d-elementer fra den fjerde perioden. Jernvalenselektroner (åtte) er lokalisert på 3d undernivå (seks, i samsvar med deres posisjon i serien av d elementer) og på 4s undernivå (to):

    

La oss se på dem i rekkefølge:

 n=3, L=2, ml = +2, m s = +1/2;

 n=3, L=2, ml = +2, m s = -1/2;

 n=3, L=2, m l = +1, m s = +1/2;

 n=3, L=2, ml = 0, m s = +1/2;

 n=3, L=2, ml = -1, m s = +1/2;

 n=3, L=2, ml = -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.

Valence

Det er ingen uparrede elektroner på det ytre laget, så minimumsvalensen til jern (II) vises i den eksiterte tilstanden til atomet:

Etter at elektronene i det ytre laget er brukt, kan 4 uparrede elektroner på 3d-undernivået være involvert i dannelsen av kjemiske bindinger. Derfor er den maksimale valensen til jern VI.

Oksidasjonstilstand

Jern er et metall, så det er preget av positive oksidasjonstilstander fra +2 (elektroner på 4s undernivå er involvert) til +6 (4s og alle uparrede 3d elektroner er involvert).

Kjemikalier er det verden rundt oss er laget av.

Egenskapene til hvert kjemisk stoff er delt inn i to typer: kjemisk, som karakteriserer dens evne til å danne andre stoffer, og fysisk, som er objektivt observert og kan betraktes isolert fra kjemiske transformasjoner. For eksempel er de fysiske egenskapene til et stoff dets aggregeringstilstand (fast, flytende eller gassformig), termisk ledningsevne, varmekapasitet, løselighet i ulike medier (vann, alkohol, etc.), tetthet, farge, smak, etc.

Omdannelsen av noen kjemiske stoffer til andre stoffer kalles kjemiske fenomener eller kjemiske reaksjoner. Det skal bemerkes at det også er fysiske fenomener som åpenbart er ledsaget av en endring i eventuelle fysiske egenskaper til et stoff uten at det omdannes til andre stoffer. Fysiske fenomener inkluderer for eksempel smelting av is, frysing eller fordampning av vann, etc.

Det faktum at et kjemisk fenomen finner sted under en prosess kan konkluderes ved å observere karakteristiske tegn på kjemiske reaksjoner, som fargeforandringer, dannelse av utfellinger, frigjøring av gass, frigjøring av varme og (eller) lys.

For eksempel kan en konklusjon om forekomsten av kjemiske reaksjoner gjøres ved å observere:

Dannelse av sediment ved koking av vann, kalt skjell i hverdagen;

Frigjøring av varme og lys når en brann brenner;

Endring i farge på et kutt av et friskt eple i luften;

Dannelse av gassbobler under deiggjæring o.l.

De minste partiklene av et stoff som praktisk talt ikke gjennomgår noen forandringer under kjemiske reaksjoner, men bare forbinder seg med hverandre på en ny måte, kalles atomer.

Selve ideen om eksistensen av slike enheter av materie oppsto i antikkens Hellas i hodet til eldgamle filosofer, som faktisk forklarer opprinnelsen til begrepet "atom", siden "atomos" bokstavelig oversatt fra gresk betyr "udelelig."

Imidlertid, i motsetning til ideen til gamle greske filosofer, er atomer ikke det absolutte minimum av materie, dvs. de har selv en kompleks struktur.

Hvert atom består av såkalte subatomære partikler - protoner, nøytroner og elektroner, betegnet med henholdsvis symbolene p +, n o og e -. Overskriften i notasjonen som brukes indikerer at protonet har en enhet positiv ladning, elektronet har en enhet negativ ladning, og nøytronet har ingen ladning.

Når det gjelder den kvalitative strukturen til et atom, er alle protoner og nøytroner i hvert atom konsentrert i den såkalte kjernen, rundt hvilken elektronene danner et elektronskall.

Protonet og nøytronet har nesten samme masse, dvs. m p ≈ m n, og massen til elektronet er nesten 2000 ganger mindre enn massen til hver av dem, dvs. m p /m e ≈ m n /m e ≈ 2000.

Siden den grunnleggende egenskapen til et atom er dets elektriske nøytralitet, og ladningen til ett elektron er lik ladningen til ett proton, kan vi fra dette konkludere med at antall elektroner i et atom er lik antall protoner.

For eksempel viser tabellen nedenfor den mulige sammensetningen av atomer:

Type atomer med samme kjerneladning, dvs. med samme antall protoner i kjernene deres kalles et kjemisk grunnstoff. Fra tabellen ovenfor kan vi derfor konkludere med at atom1 og atom2 tilhører ett kjemisk grunnstoff, og atom3 og atom4 tilhører et annet kjemisk grunnstoff.

Hvert kjemisk element har sitt eget navn og individuelle symbol, som leses på en bestemt måte. Så for eksempel, det enkleste kjemiske elementet, hvis atomer inneholder bare ett proton i kjernen, kalles "hydrogen" og er betegnet med symbolet "H", som leses som "aske", og et kjemisk element med en kjernefysisk ladning på +7 (dvs. inneholder 7 protoner) - "nitrogen", har symbolet "N", som leses som "en".

Som du kan se fra tabellen ovenfor, kan atomer av ett kjemisk element variere i antall nøytroner i kjernene deres.

Atomer som tilhører det samme kjemiske elementet, men som har et annet antall nøytroner og som et resultat masse, kalles isotoper.

For eksempel har det kjemiske elementet hydrogen tre isotoper - 1 H, 2 H og 3 H. Indeksene 1, 2 og 3 over symbolet H betyr det totale antallet nøytroner og protoner. De. Når vi vet at hydrogen er et kjemisk grunnstoff, som er karakterisert ved at det er ett proton i kjernene til dets atomer, kan vi konkludere med at i 1 H-isotopen er det ingen nøytroner i det hele tatt (1-1 = 0), i 2 H isotopen - 1 nøytron (2-1=1) og i 3 H isotopen - to nøytroner (3-1=2). Siden, som allerede nevnt, nøytronet og protonet har de samme massene, og massen til elektronet er ubetydelig liten i forhold til dem, betyr dette at 2H-isotopen er nesten dobbelt så tung som 1H-isotopen, og 3 H-isotopen er til og med tre ganger tyngre. På grunn av en så stor spredning i massene av hydrogenisotoper, ble isotopene 2 H og 3 H til og med tildelt separate individuelle navn og symboler, noe som ikke er typisk for noe annet kjemisk grunnstoff. 2H-isotopen ble kalt deuterium og gitt symbolet D, og ​​3H-isotopen ble gitt navnet tritium og gitt symbolet T.

Hvis vi tar massen til protonet og nøytronet som ett, og neglisjerer massen til elektronet, kan faktisk den øvre venstre indeksen, i tillegg til det totale antallet protoner og nøytroner i atomet, betraktes som dens masse, og derfor denne indeksen kalles massetallet og er betegnet med symbolet A. Siden ladningen til kjernen til noen protoner tilsvarer atomet, og ladningen til hvert proton konvensjonelt anses som lik +1, antallet protoner i kjernen kalles ladenummeret (Z). Ved å angi antall nøytroner i et atom som N, kan forholdet mellom massetall, ladningstall og antall nøytroner uttrykkes matematisk som:

I følge moderne konsepter har elektronet en dobbel (partikkelbølge) natur. Den har egenskapene til både en partikkel og en bølge. Som en partikkel har et elektron masse og ladning, men samtidig er strømmen av elektroner, som en bølge, preget av evnen til diffraksjon.

For å beskrive tilstanden til et elektron i et atom, brukes begrepene kvantemekanikk, ifølge hvilke elektronet ikke har en bestemt bevegelsesbane og kan lokaliseres på et hvilket som helst punkt i rommet, men med forskjellige sannsynligheter.

Området i rommet rundt kjernen der et elektron er mest sannsynlig å bli funnet kalles en atomorbital.

En atomorbital kan ha forskjellige former, størrelser og orienteringer. En atomorbital kalles også en elektronsky.

Grafisk er en atomorbital vanligvis betegnet som en kvadratisk celle:

Kvantemekanikk har et ekstremt komplekst matematisk apparat, derfor vurderes kun konsekvensene av kvantemekanisk teori innenfor rammen av et skolekjemikurs.

I følge disse konsekvensene er enhver atomorbital og elektronet som befinner seg i den, fullstendig preget av 4 kvantetall.

• Det viktigste kvantetallet, n, bestemmer den totale energien til et elektron i en gitt orbital. Verdiområdet til hovedkvantetallet er alle naturlige tall, dvs. n = 1,2,3,4, 5 osv.
• Det orbitale kvantetallet - l - karakteriserer formen til atomorbitalen og kan ta en hvilken som helst heltallsverdi fra 0 til n-1, der n, husker, er hovedkvantetallet.

Orbitaler med l = 0 kalles s-orbitaler. s-Orbitaler er sfæriske i form og har ingen retning i rommet:

Orbitaler med l = 1 kalles p-orbitaler. Disse orbitalene har form som en tredimensjonal åttefigur, dvs. en form oppnådd ved å rotere en åttefigur rundt en symmetriakse, og utad ligner en manual:

Orbitaler med l = 2 kalles d-orbitaler, og med l = 3 – f-orbitaler. Strukturen deres er mye mer kompleks.

3) Magnetisk kvantenummer – m l – bestemmer den romlige orienteringen til en spesifikk atombane og uttrykker projeksjonen av banevinkelmomentet på magnetfeltets retning. Det magnetiske kvantetallet m l tilsvarer orbitalens orientering i forhold til retningen til den eksterne magnetiske feltstyrkevektoren og kan ta alle heltallsverdier fra –l til +l, inkludert 0, dvs. det totale antallet mulige verdier er (2l+1). Så for eksempel for l = 0 m l = 0 (én verdi), for l = 1 m l = -1, 0, +1 (tre verdier), for l = 2 m l = -2, -1, 0, + 1, +2 (fem verdier av magnetisk kvantenummer), etc.

Så for eksempel p-orbitaler, dvs. orbitaler med et orbitalt kvantenummer l = 1, som har form av en "tredimensjonal åttefigur", tilsvarer tre verdier av det magnetiske kvantetallet (-1, 0, +1), som igjen, tilsvarer tre retninger vinkelrett på hverandre i rommet.

4) Spinnkvantetallet (eller ganske enkelt spinn) - m s - kan betinget betraktes som ansvarlig for rotasjonsretningen til elektronet i atomet; det kan ta på seg verdier. Elektroner med forskjellige spinn er indikert med vertikale piler rettet i forskjellige retninger: ↓ og .

Settet med alle orbitaler i et atom som har samme hovedkvantenummer kalles energinivået eller elektronskallet. Ethvert vilkårlig energinivå med et eller annet tall n består av n 2 orbitaler.

Et sett med orbitaler med samme verdier av hovedkvantetallet og orbitalt kvantenummer representerer et energiundernivå.

Hvert energinivå, som tilsvarer hovedkvantetallet n, inneholder n undernivåer. I sin tur består hvert energiundernivå med orbitalt kvantenummer l av (2l+1) orbitaler. Dermed består s-undernivået av en s-orbitaler, p-undernivået består av tre p-orbitaler, d-undernivået består av fem d-orbitaler, og f-undernivået består av syv f-orbitaler. Siden, som allerede nevnt, en atomorbital ofte er betegnet med en kvadratisk celle, kan s-, p-, d- og f-undernivåene representeres grafisk som følger:

Hver orbital tilsvarer et individuelt strengt definert sett med tre kvantetall n, l og ml.

Fordelingen av elektroner mellom orbitaler kalles elektronkonfigurasjonen.

Fyllingen av atomorbitaler med elektroner skjer i samsvar med tre forhold:

• Minimum energiprinsipp: Elektroner fyller orbitaler med start fra det laveste energiundernivået. Sekvensen av undernivåer i økende rekkefølge av energiene deres er som følger: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;

For å gjøre det lettere å huske denne sekvensen med å fylle ut elektroniske undernivåer, er følgende grafiske illustrasjon veldig praktisk:

• Pauli-prinsippet: Hver orbital kan ikke inneholde mer enn to elektroner.

Hvis det er ett elektron i en orbital, kalles det uparet, og hvis det er to, kalles de et elektronpar.

• Hunds regel: den mest stabile tilstanden til et atom er en der, innenfor ett undernivå, har atomet maksimalt mulig antall uparrede elektroner. Denne mest stabile tilstanden til atomet kalles grunntilstanden.

Faktisk betyr det ovenfor at for eksempel plassering av 1., 2., 3. og 4. elektron i tre orbitaler på p-undernivået vil bli utført som følger:

Fyllingen av atomorbitaler fra hydrogen, som har et ladningsnummer på 1, til krypton (Kr), med et ladningsnummer på 36, vil bli utført som følger:

En slik representasjon av rekkefølgen av fylling av atomorbitaler kalles et energidiagram. Basert på de elektroniske diagrammene over enkeltelementer er det mulig å skrive ned deres såkalte elektroniske formler (konfigurasjoner). Så for eksempel et grunnstoff med 15 protoner og, som en konsekvens, 15 elektroner, dvs. fosfor (P) vil ha følgende energidiagram:

Når det konverteres til en elektronisk formel, vil fosforatomet ha formen:

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

Tallene med normal størrelse til venstre for undernivåsymbolet viser energinivåtallet, og overskriftene til høyre for undernivåsymbolet viser antall elektroner i det tilsvarende undernivået.

Nedenfor er de elektroniske formlene for de første 36 elementene i det periodiske systemet av D.I. Mendeleev.

Som allerede nevnt, i grunntilstanden, er elektroner i atomorbitaler plassert i henhold til prinsippet om minst energi. Imidlertid, i nærvær av tomme p-orbitaler i atomets grunntilstand, ofte, ved å gi overskuddsenergi til det, kan atomet overføres til den såkalte eksiterte tilstanden. For eksempel har et boratom i grunntilstanden en elektronisk konfigurasjon og et energidiagram av følgende form:

Og i spent tilstand (*), dvs. Når noe energi tildeles et boratom, vil elektronkonfigurasjonen og energidiagrammet se slik ut:

Avhengig av hvilket undernivå i atomet som fylles sist, deles kjemiske grunnstoffer inn i s, p, d eller f.

Finne s, p, d og f elementer i tabellen D.I. Mendeleev:

• S-elementene har det siste s-undernivået som skal fylles. Disse elementene inkluderer elementer i hovedundergruppene (til venstre i tabellcellen) i gruppe I og II.
• For p-elementer fylles p-undernivået. P-elementene inkluderer de siste seks elementene i hver periode, unntatt den første og syvende, samt elementer i hovedundergruppene i gruppene III-VIII.
• d-elementer ligger mellom s- og p-elementer i store perioder.
• f-elementer kalles lantanider og aktinider. De er oppført nederst i D.I.-tabellen. Mendeleev.

Siden under kjemiske reaksjoner forblir kjernene til de reagerende atomene uendret (med unntak av radioaktive transformasjoner), avhenger de kjemiske egenskapene til atomer av strukturen til deres elektroniske skall. Teori atomets elektroniske struktur bygget på grunnlag av kvantemekanikkens apparat. Dermed kan strukturen til atomenerginivåer oppnås på grunnlag av kvantemekaniske beregninger av sannsynlighetene for å finne elektroner i rommet rundt atomkjernen ( ris. 4.5).

Ris. 4.5. Opplegg for å dele energinivåer inn i undernivåer

Det grunnleggende i teorien om den elektroniske strukturen til et atom er redusert til følgende bestemmelser: tilstanden til hvert elektron i et atom er karakterisert ved fire kvantetall: hovedkvantetallet n = 1, 2, 3,; orbital (azimutal) l=0,1,2, n–1; magnetisk m l = –l, –1,0,1,  l; snurre rundt m s = -1/2, 1/2 .

I følge Pauli-prinsippet, i samme atom kan det ikke være to elektroner som har samme sett med fire kvantetall n, l, m l , m s; samlinger av elektroner med samme hovedkvantenummer n danner elektronlag, eller energinivåer til atomet, nummerert fra kjernen og betegnet som K, L, M, N, O, P, Q, og i energilaget med en gitt verdi n kan ikke være mer enn 2n 2 elektroner. Samlinger av elektroner med samme kvantenummer n Og l, form undernivåer, utpekt når de beveger seg bort fra kjernen som s, p, d, f.

Den sannsynlige bestemmelsen av elektronets posisjon i rommet rundt atomkjernen tilsvarer Heisenberg-usikkerhetsprinsippet. I følge kvantemekaniske konsepter har ikke et elektron i et atom en bestemt bevegelsesbane og kan være lokalisert i hvilken som helst del av rommet rundt kjernen, og dets forskjellige posisjoner betraktes som en elektronsky med en viss negativ ladningstetthet. Rommet rundt kjernen der det er mest sannsynlig at et elektron finnes, kalles orbital. Den inneholder omtrent 90 % av elektronskyen. Hvert undernivå 1s, 2s, 2p etc. tilsvarer et visst antall orbitaler av en bestemt form. For eksempel, 1s- Og 2s- orbitaler er sfæriske og 2p-orbitaler ( 2p x , 2 s y , 2 s z-orbitaler) er orientert i gjensidig vinkelrette retninger og har form som en manual ( ris. 4.6).

Ris. 4.6. Form og orientering av elektronorbitaler.

Under kjemiske reaksjoner gjennomgår ikke atomkjernen endringer; bare de elektroniske skallene til atomene endres, hvis struktur forklarer mange av egenskapene til kjemiske elementer. Basert på teorien om den elektroniske strukturen til atomet, ble den dype fysiske betydningen av Mendeleevs periodiske lov om kjemiske elementer etablert og teorien om kjemisk binding ble opprettet.

Den teoretiske begrunnelsen for det periodiske systemet med kjemiske elementer inkluderer data om strukturen til atomet, som bekrefter eksistensen av en forbindelse mellom periodisiteten til endringer i egenskapene til kjemiske elementer og den periodiske repetisjonen av lignende typer elektroniske konfigurasjoner av deres atomer.

I lys av læren om atomets struktur, blir Mendeleevs inndeling av alle elementer i syv perioder berettiget: Antallet av perioden tilsvarer antall energinivåer av atomer fylt med elektroner. I små perioder, med en økning i den positive ladningen til atomkjerner, øker antallet elektroner på det ytre nivået (fra 1 til 2 i den første perioden, og fra 1 til 8 i den andre og tredje perioden), noe som forklarer endring i egenskapene til elementer: i begynnelsen av perioden (unntatt den første) er det alkalimetall, deretter observeres en gradvis svekkelse av metalliske egenskaper og styrking av ikke-metalliske egenskaper. Dette mønsteret kan spores for elementer fra den andre perioden i tabell 4.2.

Tabell 4.2.

I store perioder, når ladningen til kjernene øker, er fyllingen av nivåer med elektroner vanskeligere, noe som forklarer den mer komplekse endringen i elementenes egenskaper sammenlignet med elementer i små perioder.

Den identiske naturen til egenskapene til kjemiske elementer i undergrupper forklares av den lignende strukturen til det ytre energinivået, som vist i bord 4.3, som illustrerer sekvensen for å fylle energinivåer med elektroner for undergrupper av alkalimetaller.

Tabell 4.3.

Gruppenummeret angir vanligvis antall elektroner i et atom som kan delta i dannelsen av kjemiske bindinger. Dette er den fysiske betydningen av gruppenummeret. På fire steder i det periodiske systemet er ikke elementene ordnet i rekkefølge med økende atommasse: Ar Og K,Co Og Ni,Te Og Jeg,Th Og Pa. Disse avvikene ble ansett som mangler ved det periodiske systemet for kjemiske elementer. Læren om strukturen til atomet forklarte disse avvikene. Eksperimentell bestemmelse av kjernefysiske ladninger viste at arrangementet av disse elementene tilsvarer en økning i ladningene til kjernene deres. I tillegg gjorde den eksperimentelle bestemmelsen av ladningene til atomkjerner det mulig å bestemme antall grunnstoffer mellom hydrogen og uran, samt antall lantanider. Nå er alle plassene i det periodiske systemet fylt ut i intervallet fra Z=1 før Z=114 Men det periodiske systemet er ikke komplett, oppdagelsen av nye transuranelementer er mulig.

Elektroner

Begrepet atom oppsto i den antikke verden for å betegne partikler av materie. Oversatt fra gresk betyr atom «udelelig».

Den irske fysikeren Stoney, basert på eksperimenter, kom til den konklusjon at elektrisitet bæres av de minste partiklene som finnes i atomene til alle kjemiske elementer. I 1891 foreslo Stoney å kalle disse partiklene elektroner, som betyr "rav" på gresk. Noen år etter at elektronet fikk navnet sitt, beviste den engelske fysikeren Joseph Thomson og den franske fysikeren Jean Perrin at elektroner har en negativ ladning. Dette er den minste negative ladningen, som i kjemi tas som én (-1). Thomson klarte til og med å bestemme hastigheten til elektronet (hastigheten til elektronet i bane er omvendt proporsjonal med banetallet n. Radiene til banene øker proporsjonalt med kvadratet av banetallet. I den første bane i banen. hydrogenatom (n=1; Z=1) hastigheten er ≈ 2,2·106 m/ s, det vil si omtrent hundre ganger mindre enn lyshastigheten c = 3·108 m/s) og massen til elektronet (det er nesten 2000 ganger mindre enn massen til hydrogenatomet).

Tilstanden til elektroner i et atom

Tilstanden til et elektron i et atom forstås som et sett med informasjon om energien til et bestemt elektron og rommet det befinner seg i. Et elektron i et atom har ikke en bevegelsesbane, dvs. vi kan bare snakke om sannsynligheten for å finne den i rommet rundt kjernen.

Den kan være lokalisert i hvilken som helst del av dette rommet som omgir kjernen, og helheten av dens forskjellige posisjoner betraktes som en elektronsky med en viss negativ ladningstetthet. Figurativt kan dette forestille seg slik: hvis det var mulig å fotografere posisjonen til et elektron i et atom etter hundredeler eller milliondeler av et sekund, som i en fotofinish, så ville elektronet i slike fotografier vært representert som prikker. Hvis utallige slike fotografier ble lagt over hverandre, ville bildet være av en elektronsky med størst tetthet der det ville vært flest av disse punktene.

Rommet rundt atomkjernen der det er mest sannsynlig at et elektron finnes, kalles en orbital. Den inneholder ca 90 % elektronisk sky, og dette betyr at omtrent 90 % av tiden er elektronet i denne delen av rommet. De er kjennetegnet ved form 4 for tiden kjente typer orbitaler, som er betegnet med latin bokstavene s, p, d og f. En grafisk representasjon av noen former for elektronorbitaler er presentert i figuren.

Den viktigste egenskapen til bevegelsen til et elektron i en viss orbital er energien av dens forbindelse med kjernen. Elektroner med lignende energiverdier danner et enkelt elektronlag, eller energinivå. Energinivåene er nummerert fra kjernen - 1, 2, 3, 4, 5, 6 og 7.

Heltallet n, som indikerer tallet på energinivået, kalles hovedkvantetallet. Det karakteriserer energien til elektroner som opptar et gitt energinivå. Elektroner av det første energinivået, nærmest kjernen, har den laveste energien. Sammenlignet med elektroner på det første nivået, vil elektroner av påfølgende nivåer være preget av en stor tilførsel av energi. Følgelig er elektronene på det ytre nivået minst tett bundet til atomkjernen.

Det største antallet elektroner på et energinivå bestemmes av formelen:

N = 2n 2,

hvor N er maksimalt antall elektroner; n er nivånummeret, eller hovedkvantetallet. Følgelig kan det på det første energinivået nærmest kjernen ikke være mer enn to elektroner; på den andre - ikke mer enn 8; på den tredje - ikke mer enn 18; på den fjerde - ikke mer enn 32.

Fra det andre energinivået (n = 2), er hvert av nivåene delt inn i undernivåer (underlag), litt forskjellige fra hverandre i bindingsenergien med kjernen. Antall undernivåer er lik verdien av hovedkvantetallet: det første energinivået har ett undernivå; den andre - to; tredje - tre; fjerde - fire undernivåer. Undernivåene er på sin side dannet av orbitaler. Hver verdin tilsvarer antall orbitaler lik n.

Undernivåer er vanligvis betegnet med latinske bokstaver, samt formen på orbitalene som de består av: s, p, d, f.

Protoner og nøytroner

Et atom av et hvilket som helst kjemisk element kan sammenlignes med et lite solsystem. Derfor kalles denne modellen av atomet, foreslått av E. Rutherford planetarisk.

Atomkjernen, der hele massen av atomet er konsentrert, består av partikler av to typer - protoner og nøytroner.

Protoner har en ladning lik ladningen til elektroner, men motsatt i fortegn (+1), og en masse lik massen til et hydrogenatom (det tas som en i kjemi). Nøytroner har ingen ladning, de er nøytrale og har en masse lik massen til et proton.

Protoner og nøytroner sammen kalles nukleoner (fra latinsk kjerne - kjerne). Summen av antall protoner og nøytroner i et atom kalles massetallet. For eksempel er massetallet til et aluminiumatom:

13 + 14 = 27

antall protoner 13, antall nøytroner 14, massenummer 27

Siden massen til elektronet, som er ubetydelig liten, kan neglisjeres, er det åpenbart at hele massen til atomet er konsentrert i kjernen. Elektroner er betegnet e - .

Siden atomet elektrisk nøytral, så er det også åpenbart at antallet protoner og elektroner i et atom er det samme. Det er lik serienummeret til det kjemiske elementet som er tildelt det i det periodiske systemet. Massen til et atom består av massen av protoner og nøytroner. Når du kjenner atomnummeret til elementet (Z), dvs. antall protoner, og massetallet (A), lik summen av antall protoner og nøytroner, kan du finne antall nøytroner (N) ved å bruke formelen :

N = A - Å

For eksempel er antall nøytroner i et jernatom:

56 — 26 = 30

Isotoper

Variasjoner av atomer av samme grunnstoff som har samme kjerneladning, men forskjellige massetall kalles isotoper. Kjemiske grunnstoffer som finnes i naturen er en blanding av isotoper. Dermed har karbon tre isotoper med massene 12, 13, 14; oksygen - tre isotoper med massene 16, 17, 18 osv. Den relative atommassen til et kjemisk grunnstoff vanligvis gitt i det periodiske systemet er gjennomsnittsverdien av atommassene til en naturlig blanding av isotoper av et gitt grunnstoff, tatt i betraktning deres relative overflod i naturen. De kjemiske egenskapene til isotoper av de fleste kjemiske elementer er nøyaktig de samme. Imidlertid varierer hydrogenisotoper sterkt i egenskaper på grunn av den dramatiske multiple økningen i deres relative atommasse; de får til og med individuelle navn og kjemiske symboler.

Elementer fra den første perioden

Diagram over den elektroniske strukturen til hydrogenatomet:

Diagrammer over den elektroniske strukturen til atomer viser fordelingen av elektroner over elektroniske lag (energinivåer).

Grafisk elektronisk formel for hydrogenatomet (viser fordelingen av elektroner etter energinivåer og undernivåer):

Grafiske elektroniske formler for atomer viser fordelingen av elektroner ikke bare mellom nivåer og undernivåer, men også mellom orbitaler.

I et heliumatom er det første elektronlaget komplett - det har 2 elektroner. Hydrogen og helium er s-elementer; S-orbitalen til disse atomene er fylt med elektroner.

For alle elementer i den andre perioden det første elektroniske laget er fylt, og elektroner fyller s- og p-orbitalene til det andre elektronlaget i samsvar med prinsippet om minste energi (først s og deretter p) og Pauli og Hund-reglene.

I neonatomet er det andre elektronlaget komplett - det har 8 elektroner.

For atomer av elementer fra den tredje perioden er det første og andre elektroniske laget fullført, så det tredje elektroniske laget er fylt, der elektroner kan okkupere 3s-, 3p- og 3d-undernivåene.

Magnesiumatomet fullfører sin 3s elektronorbital. Na og Mg er s-elementer.

I aluminium og påfølgende elementer er 3p-undernivået fylt med elektroner.

Elementer fra den tredje perioden har ufylte 3d-orbitaler.

Alle elementer fra Al til Ar er p-elementer. s- og p-elementene utgjør hovedundergruppene i det periodiske system.

Elementer i den fjerde - syvende perioden

Et fjerde elektronlag vises i kalium- og kalsiumatomer, og 4s-undernivået er fylt, siden det har lavere energi enn 3d-undernivået.

K, Ca - s-elementer inkludert i hovedundergruppene. For atomer fra Sc til Zn er 3d-undernivået fylt med elektroner. Dette er 3d-elementer. De er inkludert i sekundære undergrupper, deres ytterste elektroniske lag er fylt, og de er klassifisert som overgangselementer.

Vær oppmerksom på strukturen til de elektroniske skallene av krom- og kobberatomer. I dem "svikter" ett elektron fra 4s til 3d undernivå, noe som forklares av den større energistabiliteten til de resulterende elektroniske konfigurasjonene 3d 5 og 3d 10:

I sinkatomet er det tredje elektronlaget komplett - alle undernivåer 3s, 3p og 3d er fylt i det, med totalt 18 elektroner. I elementene som følger etter sink, fortsetter det fjerde elektronlaget, 4p-subnivået, å fylles.

Elementer fra Ga til Kr er p-elementer.

Kryptonatomet har et ytre lag (fjerde) som er komplett og har 8 elektroner. Men det kan være totalt 32 elektroner i det fjerde elektronlaget; kryptonatomet har fortsatt ufylte undernivåer 4d og 4f. For elementer i den femte perioden fylles undernivåer i følgende rekkefølge: 5s - 4d - 5p. Og det er også unntak knyttet til " feil» elektroner, y 41 Nb, 42 Mo, 44 ​​​​Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

I den sjette og syvende perioden vises f-elementer, dvs. elementer der henholdsvis 4f- og 5f-undernivåene til det tredje utvendige elektroniske laget fylles.

4f-elementer kalles lantanider.

5f-elementer kalles aktinider.

Rekkefølgen for å fylle elektroniske undernivåer i atomene til elementer fra den sjette perioden: 55 Cs og 56 Ba - 6s elementer; 57 La … 6s 2 5d x - 5d element; 58 Ce - 71 Lu - 4f elementer; 72 Hf - 80 Hg - 5d elementer; 81 T1 - 86 Rn - 6d elementer. Men også her er det elementer der rekkefølgen for å fylle de elektroniske orbitalene "krenkes", som for eksempel er assosiert med den større energistabiliteten til halve og fullt fylte f-undernivåer, dvs. nf 7 og nf 14. Avhengig av hvilket undernivå av atomet som er fylt med elektroner sist, er alle elementer delt inn i fire elektronfamilier, eller blokker:

• s-elementer. s-undernivået til det ytre nivået av atomet er fylt med elektroner; s-elementer inkluderer hydrogen, helium og elementer fra hovedundergruppene i gruppene I og II.

• p-elementer. P-subnivået til det ytre nivået av atomet er fylt med elektroner; p-elementer inkluderer elementer fra hovedundergruppene til gruppene III-VIII.

• d-elementer. D-subnivået til det pre-eksterne nivået til atomet er fylt med elektroner; d-elementer inkluderer elementer av sekundære undergrupper av gruppene I-VIII, dvs. elementer av plug-in tiår med store perioder plassert mellom s- og p-elementer. De kalles også overgangselementer.

• f-elementer. F-undernivået til det tredje ytre nivået av atomet er fylt med elektroner; disse inkluderer lantanider og antinoider.

Den sveitsiske fysikeren W. Pauli i 1925 fastslo at i et atom i en orbital kan det ikke være mer enn to elektroner med motsatte (antiparallelle) spinn (oversatt fra engelsk som "spindel"), dvs. de har slike egenskaper som betinget kan forestilles. som rotasjonen av et elektron rundt sin imaginære akse: med eller mot klokken.

Dette prinsippet kalles Pauli-prinsippet. Hvis det er ett elektron i orbitalen, kalles det uparet; hvis det er to, er dette sammenkoblede elektroner, dvs. elektroner med motsatte spinn. Figuren viser et diagram over inndelingen av energinivåer i undernivåer og rekkefølgen de fylles i.

Svært ofte er strukturen til de elektroniske skallene til atomer avbildet ved hjelp av energi- eller kvanteceller - såkalte grafiske elektroniske formler er skrevet. For denne notasjonen brukes følgende notasjon: hver kvantecelle er betegnet med en celle som tilsvarer én orbital; Hvert elektron er indikert med en pil som tilsvarer spinnretningen. Når du skriver en grafisk elektronisk formel, bør du huske to regler: Paulis prinsipp og F. Hunds regel, ifølge hvilke elektroner opptar frie celler først én om gangen og har samme spinnverdi, og først deretter parer seg, men spinnene, i henhold til Pauli-prinsippet, vil allerede være motsatt rettet.

Hunds regel og Paulis prinsipp

Hunds regel- en regel for kvantekjemi som bestemmer rekkefølgen for å fylle orbitalene til et bestemt underlag og er formulert som følger: den totale verdien av spinnkvantetallet av elektroner i et gitt underlag må være maksimalt. Formulert av Friedrich Hund i 1925.

Dette betyr at i hver av orbitalene i underlaget fylles ett elektron først, og først etter at de ufylte orbitalene er oppbrukt, legges et andre elektron til denne orbitalen. I dette tilfellet er det i en orbital to elektroner med halvheltallsspinn med motsatt fortegn, som parer seg (danner en to-elektronsky) og som et resultat blir det totale spinnet til orbitalen lik null.

En annen formulering: Lavere i energi ligger atombegrepet som to betingelser er oppfylt for.

1. Multiplisiteten er maksimal
2. Når multiplisitetene faller sammen, er det totale banemomentet L maksimalt.

La oss analysere denne regelen ved å bruke eksemplet med å fylle orbitaler på p-undernivå s-elementer i den andre perioden (det vil si fra bor til neon (i diagrammet nedenfor indikerer horisontale linjer orbitaler, vertikale piler indikerer elektroner, og retningen til pilen indikerer spinnorienteringen).

Klechkovskys styre

Klechkovskys regel - når det totale antallet elektroner i atomer øker (med en økning i ladningene til kjernene deres, eller serienummeret til kjemiske elementer), er atomorbitaler befolket på en slik måte at utseendet til elektroner i en orbital med høyere energi avhenger bare på hovedkvantetallet n og er ikke avhengig av alle andre kvantetalltall, inkludert fra l. Fysisk betyr dette at i et hydrogenlignende atom (i fravær av interelektronavstøtning), bestemmes orbitalenergien til et elektron kun av den romlige avstanden til elektronladningstettheten fra kjernen og er ikke avhengig av egenskapene til dens bevegelse i kjernefeltet.

Den empiriske Klechkovsky-regelen og rekkefølgeskjemaet som følger av den er noe motstridende med den virkelige energisekvensen til atomorbitaler bare i to lignende tilfeller: for atomer Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au , det er en "svikt" av et elektron med s -subnivå av det ytre laget er erstattet av d-subnivået til det forrige laget, noe som fører til en energimessig mer stabil tilstand av atomet, nemlig: etter å ha fylt orbital 6 med to elektroner s

Et atom er den minste materiepartikkelen, som består av en kjerne og elektroner. Strukturen til de elektroniske skallene til atomer bestemmes av posisjonen til elementet i det periodiske systemet for kjemiske elementer av D.I. Mendeleev.

Elektron og elektronskall til et atom

Et atom, som generelt er nøytralt, består av en positivt ladet kjerne og et negativt ladet elektronskall (elektronsky), med de totale positive og negative ladningene like i absolutt verdi. Når man beregner den relative atommassen, blir ikke massen av elektroner tatt i betraktning, siden den er ubetydelig og 1840 ganger mindre enn massen til et proton eller nøytron.

Ris. 1. Atom.

Et elektron er en helt unik partikkel som har en dobbel natur: den har både egenskapene til en bølge og en partikkel. De beveger seg kontinuerlig rundt kjernen.

Rommet rundt kjernen hvor sannsynligheten for å finne et elektron er mest sannsynlig kalles en elektronorbital, eller elektronsky. Dette rommet har en spesifikk form, som er angitt med bokstavene s-, p-, d- og f-. S-elektronorbitalen har en sfærisk form, p-orbitalen har formen som en manual eller en tredimensjonal åttefigur, formene til d- og f-orbitalene er mye mer komplekse.

Ris. 2. Former av elektronorbitaler.

Rundt kjernen er elektroner ordnet i elektronlag. Hvert lag er preget av sin avstand fra kjernen og dens energi, og derfor kalles elektroniske lag ofte elektroniske energinivåer. Jo nærmere nivået er kjernen, jo lavere er energien til elektronene i den. Et grunnstoff skiller seg fra et annet i antall protoner i atomkjernen og følgelig i antall elektroner. Følgelig er antallet elektroner i elektronskallet til et nøytralt atom lik antallet protoner som finnes i kjernen til dette atomet. Hvert påfølgende element har ett proton til i kjernen, og ett elektron til i elektronskallet.

Det nylig innkommende elektronet okkuperer orbitalen med lavest energi. Imidlertid bestemmes det maksimale antallet elektroner per nivå av formelen:

hvor N er det maksimale antallet elektroner, og n er antallet på energinivået.

Det første nivået kan bare ha 2 elektroner, det andre kan ha 8 elektroner, det tredje kan ha 18 elektroner, og det fjerde nivået kan ha 32 elektroner. Det ytre nivået av et atom kan ikke inneholde mer enn 8 elektroner: så snart antallet elektroner når 8, begynner neste nivå, lenger fra kjernen, å bli fylt.

Struktur av elektroniske skall av atomer

Hvert element står i en bestemt periode. En periode er en horisontal samling av elementer arrangert i rekkefølge med økende ladning av kjernene til deres atomer, som begynner med et alkalimetall og slutter med en inert gass. De tre første periodene i tabellen er små, og de neste, fra den fjerde perioden, er store, og består av to rader. Nummeret på perioden elementet befinner seg i har en fysisk betydning. Det betyr hvor mange elektroniske energinivåer det er i et atom av et element i en gitt periode. Dermed er elementet klor Cl i 3. periode, det vil si at elektronskallet har tre elektroniske lag. Klor er i gruppe VII i tabellen, og i hovedundergruppen. Hovedundergruppen er kolonnen i hver gruppe som begynner med periode 1 eller 2.

Dermed er tilstanden til elektronskallene til kloratomet som følger: atomnummeret til klorelementet er 17, som betyr at atomet har 17 protoner i kjernen og 17 elektroner i elektronskallet. På nivå 1 kan det bare være 2 elektroner, på nivå 3 - 7 elektroner, siden klor er i hovedundergruppen av gruppe VII. Så på nivå 2 er det: 17-2-7 = 8 elektroner.