Die Zusammensetzung des Atoms.

Ein Atom besteht aus Atomkern Und Elektronenhülle.

Der Atomkern besteht aus Protonen ( p+) und Neutronen ( N 0). Die meisten Wasserstoffatome haben einen einzelnen Protonenkern.

Anzahl der Protonen N(p+) ist gleich der Kernladung ( Z) und die Ordnungszahl des Elements in der natürlichen Reihe der Elemente (und im Periodensystem der Elemente).

N(P +) = Z

Die Summe der Anzahl der Neutronen N(N 0), einfach durch den Buchstaben gekennzeichnet N und die Anzahl der Protonen Z genannt Massenzahl und ist mit dem Buchstaben gekennzeichnet A.

A = Z + N

Die Elektronenhülle eines Atoms besteht aus Elektronen, die sich um den Kern bewegen ( e -).

Anzahl der Elektronen N(e-) in der Elektronenhülle eines neutralen Atoms ist gleich der Anzahl der Protonen Z im Kern.

Die Masse eines Protons ist ungefähr gleich der Masse eines Neutrons und 1840-mal so groß wie die Masse eines Elektrons, sodass die Masse eines Atoms praktisch gleich der Masse des Kerns ist.

Die Form eines Atoms ist kugelförmig. Der Radius des Kerns ist etwa 100.000 Mal kleiner als der Radius des Atoms.

Chemisches Element- Atomart (Atommenge) mit gleicher Kernladung (mit gleicher Protonenzahl im Kern).

Isotop- eine Gruppe von Atomen eines Elements mit der gleichen Anzahl von Neutronen im Kern (oder eine Art von Atomen mit der gleichen Anzahl von Protonen und der gleichen Anzahl von Neutronen im Kern).

Verschiedene Isotope unterscheiden sich voneinander durch die Anzahl der Neutronen in den Kernen ihrer Atome.

Bezeichnung eines einzelnen Atoms oder Isotops: (E - Elementsymbol), zum Beispiel: .

Die Struktur der Elektronenhülle des Atoms

Atomorbital ist der Zustand eines Elektrons in einem Atom. Orbitalsymbol - . Jedes Orbital entspricht einer Elektronenwolke.

Es gibt vier Arten von Orbitalen realer Atome im Grundzustand (unerregt): S, P, D Und F.

elektronische Cloud- der Teil des Raumes, in dem sich ein Elektron mit einer Wahrscheinlichkeit von 90 (oder mehr) Prozent befindet.

Notiz: Manchmal werden die Konzepte „Atomorbital“ und „Elektronenwolke“ nicht unterschieden und beide als „Atomorbital“ bezeichnet.

Die Elektronenhülle eines Atoms ist geschichtet. Elektronische Schicht gebildet aus Elektronenwolken gleicher Größe. Es bilden sich Orbitale einer Schicht elektronische ("Energie") Ebene, ihre Energien sind für das Wasserstoffatom gleich, für andere Atome jedoch unterschiedlich.

Orbitale derselben Ebene werden gruppiert elektronisch (Energie) Unterebenen:
S- Unterebene (besteht aus einer S-Orbitale), Symbol - .
P Unterebene (besteht aus drei P
D Unterebene (besteht aus fünf D-Orbitale), Symbol - .
F Unterebene (besteht aus sieben F-Orbitale), Symbol - .

Die Energien der Orbitale derselben Unterebene sind gleich.

Bei der Bezeichnung von Unterebenen wird dem Unterebenensymbol die Nummer der Ebene (elektronische Ebene) hinzugefügt, zum Beispiel: 2 S, 3P, 5D bedeutet S- Unterebene der zweiten Ebene, P- Unterebene der dritten Ebene, D- Unterebene der fünften Ebene.

Die Gesamtzahl der Unterebenen in einer Ebene entspricht der Ebenennummer N. Die Gesamtzahl der Orbitale in einer Ebene beträgt N 2. Dementsprechend beträgt auch die Gesamtzahl der Wolken in einer Schicht N 2 .

Bezeichnungen: - freies Orbital (ohne Elektronen), - Orbital mit einem ungepaarten Elektron, - Orbital mit einem Elektronenpaar (mit zwei Elektronen).

Die Reihenfolge, in der Elektronen die Orbitale eines Atoms füllen, wird durch drei Naturgesetze bestimmt (die Formulierungen sind vereinfacht):

1. Das Prinzip der geringsten Energie – Elektronen füllen die Orbitale in der Reihenfolge zunehmender Energie der Orbitale.

2. Paulis Prinzip – in einem Orbital können sich nicht mehr als zwei Elektronen befinden.

3. Hundsche Regel – innerhalb der Unterebene füllen Elektronen zunächst freie Orbitale (eines nach dem anderen) und bilden erst danach Elektronenpaare.

Die Gesamtzahl der Elektronen in der elektronischen Ebene (oder in der elektronischen Schicht) beträgt 2 N 2 .

Als nächstes wird die Verteilung der Unterebenen nach Energie ausgedrückt (in der Reihenfolge zunehmender Energie):

1S, 2S, 2P, 3S, 3P, 4S, 3D, 4P, 5S, 4D, 5P, 6S, 4F, 5D, 6P, 7S, 5F, 6D, 7P ...

Visuell wird dieser Ablauf durch das Energiediagramm ausgedrückt:

Die Verteilung der Elektronen eines Atoms nach Ebenen, Unterebenen und Orbitalen (die elektronische Konfiguration eines Atoms) kann als elektronische Formel, als Energiediagramm oder einfacher als Diagramm elektronischer Schichten („elektronisches Diagramm“) dargestellt werden. .

Beispiele für die elektronische Struktur von Atomen:

Valenzelektronen- Elektronen eines Atoms, die an der Bildung chemischer Bindungen beteiligt sein können. Für jedes Atom sind dies alle Außenelektronen plus jene voräußeren Elektronen, deren Energie größer ist als die der äußeren. Beispiel: Das Ca-Atom hat 4 Außenelektronen S 2, sie sind auch Valenz; Das Fe-Atom hat externe Elektronen - 4 S 2, aber er hat 3 D 6, daher hat das Eisenatom 8 Valenzelektronen. Die elektronische Valenzformel des Calciumatoms ist 4 S 2 und Eisenatome - 4 S 2 3D 6 .

Periodensystem der chemischen Elemente von D. I. Mendeleev
(natürliches System chemischer Elemente)

Periodisches Gesetz der chemischen Elemente(moderne Formulierung): Die Eigenschaften chemischer Elemente sowie der aus ihnen gebildeten einfachen und komplexen Stoffe stehen in einer periodischen Abhängigkeit von der Größe der Ladung der Atomkerne.

Periodensystem- grafischer Ausdruck des periodischen Gesetzes.

Natürliches Spektrum chemischer Elemente- eine Anzahl chemischer Elemente, geordnet nach der Zunahme der Protonenzahl in den Kernen ihrer Atome oder, was dasselbe ist, nach der Zunahme der Ladungen der Kerne dieser Atome. Die Seriennummer eines Elements in dieser Reihe entspricht der Anzahl der Protonen im Kern eines beliebigen Atoms dieses Elements.

Die Tabelle der chemischen Elemente wird durch „Zerschneiden“ der natürlichen Reihe chemischer Elemente erstellt Perioden(horizontale Zeilen der Tabelle) und Gruppierungen (vertikale Spalten der Tabelle) von Elementen mit einer ähnlichen elektronischen Struktur wie Atome.

Je nachdem, wie Elemente zu Gruppen zusammengefasst werden, kann eine Tabelle entstehen lange Zeit(Elemente mit gleicher Anzahl und Art von Valenzelektronen werden in Gruppen zusammengefasst) und kurzfristig(Elemente mit der gleichen Anzahl an Valenzelektronen werden in Gruppen zusammengefasst).

Die Gruppen der Kurzperiodentabelle sind in Untergruppen unterteilt ( hauptsächlich Und Nebenwirkungen), die mit den Gruppen der Tabelle der langen Perioden zusammenfallen.

Alle Atome von Elementen derselben Periode haben die gleiche Anzahl an Elektronenschichten, die der Anzahl der Periode entspricht.

Die Anzahl der Elemente in den Perioden: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Die meisten Elemente der achten Periode wurden künstlich gewonnen, die letzten Elemente dieser Periode wurden noch nicht synthetisiert. Alle Perioden außer der ersten beginnen mit einem alkalimetallbildenden Element (Li, Na, K usw.) und enden mit einem edelgasbildenden Element (He, Ne, Ar, Kr usw.).

In der Tabelle mit kurzen Perioden - acht Gruppen, von denen jede in zwei Untergruppen (Haupt- und Nebengruppen) unterteilt ist, in der Tabelle mit langen Perioden - sechzehn Gruppen, die in römischen Ziffern mit den Buchstaben A oder B nummeriert sind, zum Beispiel: IA, IIIB, VIA, VIIB. Gruppe IA des Langperiodensystems entspricht der Hauptuntergruppe der ersten Gruppe des Kurzperiodensystems; Gruppe VIIB – sekundäre Untergruppe der siebten Gruppe: der Rest – ähnlich.

Die Eigenschaften chemischer Elemente ändern sich natürlicherweise in Gruppen und Perioden.

In Perioden (mit steigender Seriennummer)

• die Kernladung steigt
• die Zahl der Außenelektronen nimmt zu,
• der Radius der Atome nimmt ab,
• die Bindungsstärke der Elektronen zum Kern nimmt zu (Ionisierungsenergie),
• Die Elektronegativität nimmt zu.
• die oxidierenden Eigenschaften einfacher Stoffe werden verstärkt („Nichtmetallizität“),
• die reduzierenden Eigenschaften einfacher Stoffe („Metallizität“) werden schwächer,
• schwächt den basischen Charakter von Hydroxiden und den entsprechenden Oxiden,
• der saure Charakter von Hydroxiden und entsprechenden Oxiden nimmt zu.

In Gruppen (mit steigender Seriennummer)

• die Kernladung steigt
• der Radius der Atome nimmt zu (nur in A-Gruppen),
• die Stärke der Bindung zwischen Elektronen und Kern nimmt ab (Ionisierungsenergie; nur in A-Gruppen),
• die Elektronegativität nimmt ab (nur in A-Gruppen),
• schwächen die oxidierenden Eigenschaften einfacher Stoffe („Nichtmetallizität“; nur in A-Gruppen),
• die reduzierenden Eigenschaften einfacher Stoffe werden verstärkt („Metallizität“; nur in A-Gruppen),
• der basische Charakter von Hydroxiden und den entsprechenden Oxiden nimmt zu (nur in A-Gruppen),
• der saure Charakter von Hydroxiden und den entsprechenden Oxiden wird schwächer (nur in A-Gruppen),
• die Stabilität von Wasserstoffverbindungen nimmt ab (ihre reduzierende Aktivität nimmt zu; nur in A-Gruppen).

Aufgaben und Tests zum Thema „Thema 9. „Der Aufbau des Atoms. Periodengesetz und Periodensystem chemischer Elemente von D. I. Mendeleev (PSCE)“.

• Periodisches Gesetz - Periodisches Gesetz und Struktur der Atome Klasse 8–9
  Sie sollten wissen: die Gesetze der Orbitalfüllung mit Elektronen (Prinzip der geringsten Energie, Pauli-Prinzip, Hundsche Regel), die Struktur des Periodensystems der Elemente.

  Sie sollten in der Lage sein: die Zusammensetzung eines Atoms anhand der Position eines Elements im Periodensystem zu bestimmen und umgekehrt ein Element im Periodensystem zu finden, indem Sie dessen Zusammensetzung kennen; das Strukturdiagramm und die elektronische Konfiguration eines Atoms oder Ions darstellen und umgekehrt die Position eines chemischen Elements im PSCE anhand des Diagramms und der elektronischen Konfiguration bestimmen; das Element und die von ihm gebildeten Stoffe entsprechend seiner Stellung im PSCE charakterisieren; Bestimmen Sie Änderungen des Atomradius, der Eigenschaften chemischer Elemente und der von ihnen gebildeten Stoffe innerhalb einer Periode und einer Hauptuntergruppe des Periodensystems.

  Beispiel 1 Bestimmen Sie die Anzahl der Orbitale in der dritten elektronischen Ebene. Was sind diese Orbitale?
  Um die Anzahl der Orbitale zu bestimmen, verwenden wir die Formel N Orbitale = N 2 , wo N- Levelnummer. N Orbitale = 3 2 = 9. Eins 3 S-, drei 3 P- und fünf 3 D-Orbitale.

  Beispiel 2 Bestimmen Sie das Atom, dessen Element die elektronische Formel 1 hat S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 1 .
  Um zu bestimmen, um welches Element es sich handelt, müssen Sie seine Seriennummer ermitteln, die der Gesamtzahl der Elektronen im Atom entspricht. In diesem Fall: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Das ist Aluminium.

  Nachdem Sie sichergestellt haben, dass Sie alles gelernt haben, was Sie brauchen, fahren Sie mit den Aufgaben fort. Wir wünschen Ihnen viel Erfolg.

  
  Empfohlene Literatur:
  • O. S. Gabrielyan und andere. Chemie, 11. Klasse. M., Bustard, 2002;
  • G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. Chemie 11 Zellen. M., Bildung, 2001.

DEFINITION

Atom ist das kleinste chemische Teilchen.

Die Vielfalt chemischer Verbindungen beruht auf der unterschiedlichen Kombination von Atomen chemischer Elemente zu Molekülen und nichtmolekularen Substanzen. Die Fähigkeit eines Atoms, chemische Verbindungen einzugehen, seine chemischen und physikalischen Eigenschaften werden durch die Struktur des Atoms bestimmt. In diesem Zusammenhang ist für die Chemie die innere Struktur des Atoms und vor allem die Struktur seiner Elektronenhülle von größter Bedeutung.

Modelle der Struktur des Atoms

Zu Beginn des 19. Jahrhunderts belebte D. Dalton die Atomtheorie wieder und stützte sich dabei auf die damals bekannten Grundgesetze der Chemie (Zusammensetzungskonstanz, multiple Verhältnisse und Äquivalente). Die ersten Experimente wurden durchgeführt, um die Struktur der Materie zu untersuchen. Trotz der gemachten Entdeckungen (die Atome desselben Elements haben die gleichen Eigenschaften und die Atome anderer Elemente haben unterschiedliche Eigenschaften, das Konzept der Atommasse wurde eingeführt) galt das Atom jedoch als unteilbar.

Nachdem experimentelle Beweise (Ende des 19. – Anfang des 20. Jahrhunderts) für die Komplexität der Struktur des Atoms (photoelektrischer Effekt, Kathoden- und Röntgenstrahlen, Radioaktivität) erhalten wurden, wurde festgestellt, dass das Atom aus negativ und positiv geladenen Teilchen besteht, die mit interagieren gegenseitig.

Diese Entdeckungen gaben den Anstoß zur Erstellung der ersten Modelle der Atomstruktur. Eines der ersten Modelle wurde vorgeschlagen J. Thomson(1904) (Abb. 1): Das Atom wurde als „Meer positiver Elektrizität“ mit darin oszillierenden Elektronen dargestellt.

Nach Experimenten mit α-Teilchen im Jahr 1911. Rutherford schlug das sogenannte vor Planetenmodell Struktur des Atoms (Abb. 1), ähnlich der Struktur des Sonnensystems. Nach dem Planetenmodell befindet sich im Zentrum des Atoms ein sehr kleiner Kern mit der Ladung Z e, dessen Größe etwa 1.000.000 Mal kleiner ist als die Größe des Atoms selbst. Der Kern enthält fast die gesamte Masse des Atoms und ist positiv geladen. Elektronen bewegen sich auf Umlaufbahnen um den Kern, deren Anzahl durch die Ladung des Kerns bestimmt wird. Die äußere Flugbahn der Elektronen bestimmt die Außenmaße des Atoms. Der Durchmesser eines Atoms beträgt 10 -8 cm, während der Durchmesser des Kerns viel kleiner ist -10 -12 cm.

Reis. 1 Modelle der Atomstruktur nach Thomson und Rutherford

Experimente zur Untersuchung von Atomspektren zeigten die Unvollkommenheit des Planetenmodells der Atomstruktur, da dieses Modell der Linienstruktur von Atomspektren widerspricht. Basierend auf dem Rutherford-Modell, Einsteins Theorie der Lichtquanten und der Quantentheorie der Strahlung, Planck Niels Bohr (1913) formuliert postuliert, was beinhaltet Atomtheorie(Abb. 2): Ein Elektron kann sich nicht auf irgendeiner, sondern nur auf einer bestimmten Umlaufbahn (stationär) um den Kern drehen. Wenn es sich entlang einer solchen Umlaufbahn bewegt, emittiert es keine elektromagnetische Energie, Strahlung (Absorption oder Emission eines elektromagnetischen Quantums). Energie) tritt beim Übergang (sprungartig) eines Elektrons von einer Umlaufbahn in eine andere auf.

Reis. 2. Modell der Struktur des Atoms nach N. Bohr

Das gesammelte experimentelle Material zur Charakterisierung der Struktur des Atoms zeigte, dass die Eigenschaften von Elektronen sowie anderen Mikroobjekten nicht auf der Grundlage der Konzepte der klassischen Mechanik beschrieben werden können. Mikropartikel gehorchen den Gesetzen der Quantenmechanik, die zur Grundlage der Schöpfung wurden modernes Modell der Struktur des Atoms.

Die Hauptthesen der Quantenmechanik:

- Energie wird von Körpern in getrennten Portionen abgegeben und absorbiert - Quanten, daher ändert sich die Energie der Teilchen abrupt;

- Elektronen und andere Mikropartikel haben eine duale Natur – sie weisen sowohl die Eigenschaften von Teilchen als auch von Wellen auf (Teilchen-Wellen-Dualismus);

— Die Quantenmechanik bestreitet das Vorhandensein bestimmter Umlaufbahnen für Mikroteilchen (es ist unmöglich, die genaue Position sich bewegender Elektronen zu bestimmen, da sie sich im Raum in der Nähe des Kerns bewegen; man kann nur die Wahrscheinlichkeit bestimmen, ein Elektron in verschiedenen Teilen des Raums zu finden).

Man nennt den Raum in der Nähe des Kerns, in dem die Wahrscheinlichkeit, ein Elektron zu finden, ausreichend hoch ist (90 %). Orbital.

Quantenzahlen. Pauli-Prinzip. Regeln von Klechkovsky

Der Zustand eines Elektrons in einem Atom kann mit vier beschrieben werden Quantenzahlen.

N ist die Hauptquantenzahl. Charakterisiert die Gesamtenergie eines Elektrons in einem Atom und die Zahl des Energieniveaus. n nimmt ganzzahlige Werte von 1 bis ∞ an. Die niedrigste Energie hat das Elektron bei n=1; mit zunehmender n-Energie. Der Zustand eines Atoms, in dem sich seine Elektronen auf einem solchen Energieniveau befinden, dass ihre Gesamtenergie minimal ist, wird als Grundzustand bezeichnet. Zustände mit höheren Werten werden als angeregt bezeichnet. Die Energieniveaus werden entsprechend dem Wert von n durch arabische Ziffern angegeben. Elektronen können in sieben Ebenen angeordnet werden, daher liegt n in Wirklichkeit zwischen 1 und 7. Die Hauptquantenzahl bestimmt die Größe der Elektronenwolke und bestimmt den durchschnittlichen Radius des Elektrons im Atom.

l ist die Orbitalquantenzahl. Es charakterisiert die Energiereserve der Elektronen in der Unterebene und die Form des Orbitals (Tabelle 1). Akzeptiert ganzzahlige Werte von 0 bis n-1. l hängt von n ab. Wenn n=1, dann ist l=0, was bedeutet, dass es auf der 1. Ebene eine 1. Unterebene gibt.

Mich ist die magnetische Quantenzahl. Charakterisiert die Ausrichtung des Orbitals im Raum. Akzeptiert ganzzahlige Werte von –l über 0 bis +l. Wenn also l=1 (p-Orbital), nimmt m e die Werte -1, 0, 1 an und die Orientierung des Orbitals kann unterschiedlich sein (Abb. 3).

Reis. 3. Eine der möglichen Orientierungen im p-Orbitalraum

S ist die Spinquantenzahl. Charakterisiert die Eigenrotation des Elektrons um die Achse. Es nimmt die Werte -1/2(↓) und +1/2 () an. Zwei Elektronen im selben Orbital haben antiparallele Spins.

Der Zustand der Elektronen in Atomen wird bestimmt Pauli-Prinzip: Ein Atom kann nicht zwei Elektronen mit demselben Satz aller Quantenzahlen haben. Die Reihenfolge der Füllung der Orbitale mit Elektronen wird bestimmt durch Klechkovskys Regeln: Orbitale werden in aufsteigender Reihenfolge der Summe (n + l) mit Elektronen gefüllt. Für diese Orbitale wird, wenn die Summe (n + l) gleich ist, das Orbital mit dem niedrigeren Wert von n zuerst gefüllt.

Allerdings enthält ein Atom meist nicht ein, sondern mehrere Elektronen, und um deren Wechselwirkung untereinander zu berücksichtigen, wird das Konzept der effektiven Ladung des Kerns verwendet – ein Elektron der äußeren Ebene wird von einer Ladung beeinflusst, die ist kleiner als die Ladung des Kerns, wodurch die inneren Elektronen die äußeren abschirmen.

Die Hauptmerkmale eines Atoms: Atomradius (kovalent, metallisch, van der Waals, ionisch), Elektronenaffinität, Ionisationspotential, magnetisches Moment.

Elektronische Formeln von Atomen

Alle Elektronen eines Atoms bilden seine Elektronenhülle. Dargestellt ist der Aufbau der Elektronenhülle elektronische Formel, das die Verteilung der Elektronen über Energieniveaus und Unterniveaus zeigt. Die Anzahl der Elektronen in einer Unterebene wird durch eine Zahl angegeben, die oben rechts neben dem Buchstaben steht, der die Unterebene angibt. Ein Wasserstoffatom hat beispielsweise ein Elektron, das sich auf der s-Unterebene des 1. Energieniveaus befindet: 1s 1. Die elektronische Formel von Helium mit zwei Elektronen lautet wie folgt: 1s 2.

Bei Elementen der zweiten Periode füllen Elektronen das 2. Energieniveau, das nicht mehr als 8 Elektronen enthalten kann. Zuerst füllen die Elektronen die s-Unterebene, dann die p-Unterebene. Zum Beispiel:

5 B 1s 2 2s 2 2p 1

Die Beziehung der elektronischen Struktur des Atoms zur Position des Elements im Periodensystem

Die elektronische Formel eines Elements wird durch seine Position im Periodensystem von D.I. bestimmt. Mendelejew. Die Anzahl der Perioden entspricht also den Elementen der zweiten Periode, die Elektronen füllen das 2. Energieniveau, das nicht mehr als 8 Elektronen enthalten kann. Zuerst füllen die Elektronen. In den Elementen der zweiten Periode füllen die Elektronen das 2. Energieniveau, das nicht mehr als 8 Elektronen enthalten kann. Zuerst füllen die Elektronen die s-Unterebene, dann die p-Unterebene. Zum Beispiel:

5 B 1s 2 2s 2 2p 1

Bei Atomen einiger Elemente wird das Phänomen des „Austretens“ eines Elektrons von einem externen Energieniveau zum vorletzten beobachtet. Elektronenschlupf tritt in Atomen von Kupfer, Chrom, Palladium und einigen anderen Elementen auf. Zum Beispiel:

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

Energieniveau, das nicht mehr als 8 Elektronen enthalten kann. Zuerst füllen die Elektronen die s-Unterebene, dann die p-Unterebene. Zum Beispiel:

5 B 1s 2 2s 2 2p 1

Die Gruppennummer für die Elemente der Hauptuntergruppen ist gleich der Anzahl der Elektronen im äußeren Energieniveau, solche Elektronen werden Valenzelektronen genannt (sie sind an der Bildung einer chemischen Bindung beteiligt). Die Valenzelektronen der Elemente der Nebenuntergruppen können Elektronen des äußeren Energieniveaus und des d-Unterniveaus des vorletzten Niveaus sein. Die Anzahl der Elemente der Nebenuntergruppen der III-VII-Gruppen sowie für Fe, Ru, Os entspricht der Gesamtzahl der Elektronen im S-Unterniveau des äußeren Energieniveaus und im D-Unterniveau von die vorletzte Ebene

Aufgaben:

Zeichnen Sie die elektronischen Formeln der Phosphor-, Rubidium- und Zirkoniumatome. Listen Sie die Valenzelektronen auf.

Antworten:

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

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

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

Ein Atom ist das kleinste Teilchen der Materie. Seine Erforschung begann im antiken Griechenland, als die Aufmerksamkeit nicht nur von Wissenschaftlern, sondern auch von Philosophen auf die Struktur des Atoms gerichtet war. Wie ist die elektronische Struktur eines Atoms und welche grundlegenden Informationen sind über dieses Teilchen bekannt?

Die Struktur des Atoms

Bereits antike griechische Wissenschaftler vermuteten die Existenz der kleinsten chemischen Partikel, aus denen jedes Objekt und jeder Organismus besteht. Und wenn im XVII-XVIII Jahrhundert. Chemiker waren sich sicher, dass das Atom ein unteilbares Elementarteilchen ist, dann gelang es ihnen an der Wende vom 19. zum 20. Jahrhundert, experimentell zu beweisen, dass das Atom nicht unteilbar ist.

Ein Atom ist ein mikroskopisch kleines Materieteilchen und besteht aus einem Kern und Elektronen. Der Kern ist 10.000 Mal kleiner als ein Atom, aber fast seine gesamte Masse ist im Kern konzentriert. Das Hauptmerkmal des Atomkerns ist, dass er positiv geladen ist und aus Protonen und Neutronen besteht. Protonen sind positiv geladen, während Neutronen keine Ladung haben (sie sind neutral).

Sie sind durch die starke Kernkraft miteinander verbunden. Die Masse eines Protons entspricht ungefähr der Masse eines Neutrons, ist aber gleichzeitig 1840-mal größer als die Masse eines Elektrons. Protonen und Neutronen haben in der Chemie einen gemeinsamen Namen – Nukleonen. Das Atom selbst ist elektrisch neutral.

Ein Atom eines beliebigen Elements kann durch eine elektronische Formel und eine elektronische grafische Formel bezeichnet werden:

Reis. 1. Elektronengraphische Formel des Atoms.

Das einzige Element im Periodensystem, das keine Neutronen enthält, ist leichter Wasserstoff (Protium).

Ein Elektron ist ein negativ geladenes Teilchen. Die Elektronenhülle besteht aus Elektronen, die sich um den Kern bewegen. Elektronen haben die Eigenschaft, vom Kern angezogen zu werden, und untereinander werden sie durch die Coulomb-Wechselwirkung beeinflusst. Um die Anziehungskraft des Kerns zu überwinden, müssen die Elektronen Energie von einer externen Quelle erhalten. Je weiter das Elektron vom Kern entfernt ist, desto weniger Energie wird dafür benötigt.

Atommodelle

Seit langem versuchen Wissenschaftler, die Natur des Atoms zu verstehen. Der antike griechische Philosoph Demokrit leistete schon früh einen großen Beitrag. Obwohl uns seine Theorie heute banal und zu einfach vorkommt, wurde seine Theorie über Materiestücke zu einer Zeit, als Ideen über Elementarteilchen gerade erst aufkamen, sehr ernst genommen. Demokrit glaubte, dass die Eigenschaften jeder Substanz von der Form, Masse und anderen Eigenschaften der Atome abhängen. So glaubte er beispielsweise, dass es in der Nähe von Feuer scharfe Atome gibt – daher brennt Feuer; Wasser hat glatte Atome, sodass es fließen kann; Seiner Ansicht nach waren die Atome in festen Objekten rau.

Demokrit glaubte, dass absolut alles aus Atomen bestehe, sogar die menschliche Seele.

Im Jahr 1904 stellte J. J. Thomson sein Atommodell vor. Die Hauptbestimmungen der Theorie liefen darauf hinaus, dass das Atom als positiv geladener Körper dargestellt wurde, in dem sich negativ geladene Elektronen befanden. Später wurde diese Theorie von E. Rutherford widerlegt.

Reis. 2. Thomsons Atommodell.

Ebenfalls 1904 schlug der japanische Physiker H. Nagaoka ein frühes Planetenmodell des Atoms in Analogie zum Planeten Saturn vor. Nach dieser Theorie sind Elektronen in Ringen vereint und kreisen um einen positiv geladenen Kern. Diese Theorie erwies sich als falsch.

Im Jahr 1911 kam E. Rutherford nach einer Reihe von Experimenten zu dem Schluss, dass das Atom in seiner Struktur dem Planetensystem ähnelt. Schließlich bewegen sich Elektronen wie Planeten auf Bahnen um einen schweren positiv geladenen Kern. Diese Beschreibung widersprach jedoch der klassischen Elektrodynamik. Dann führte der dänische Physiker Niels Bohr 1913 die Postulate ein, deren Kern darin bestand, dass das Elektron, da es sich in einigen besonderen Zuständen befindet, keine Energie ausstrahlt. Somit zeigten Bohrs Postulate, dass die klassische Mechanik auf Atome nicht anwendbar ist. Das von Rutherford beschriebene und von Bohr ergänzte Planetenmodell wurde Bohr-Rutherford-Planetenmodell genannt.

Reis. 3. Bohr-Rutherford-Planetenmodell.

Weitere Untersuchungen des Atoms führten zur Schaffung eines Abschnitts wie der Quantenmechanik, mit dessen Hilfe viele wissenschaftliche Fakten erklärt wurden. Moderne Vorstellungen über das Atom haben sich aus dem Bohr-Rutherford-Planetenmodell entwickelt. Auswertung des Berichts

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(Vorlesungsnotizen)

Die Struktur des Atoms. Einführung.

Gegenstand des Studiums der Chemie sind die chemischen Elemente und ihre Verbindungen. Chemisches Element Man nennt eine Gruppe von Atomen mit gleicher positiver Ladung. Atom ist das kleinste Teilchen eines chemischen Elements, das es festhält Chemische Eigenschaften. Durch die Verbindung miteinander bilden Atome eines oder verschiedener Elemente komplexere Teilchen - Moleküle. Eine Ansammlung von Atomen oder Molekülen bildet Chemikalien. Jede einzelne chemische Substanz zeichnet sich durch eine Reihe individueller physikalischer Eigenschaften aus, wie Siede- und Schmelzpunkte, Dichte, elektrische und thermische Leitfähigkeit usw.

1. Die Struktur des Atoms und das Periodensystem der Elemente

DI. Mendelejew.

Kenntnis und Verständnis der Gesetzmäßigkeiten der Füllreihenfolge des Periodensystems der Elemente D.I. Mendelejew lässt uns Folgendes verstehen:

1. das physikalische Wesen der Existenz bestimmter Elemente in der Natur,

2. die Art der chemischen Wertigkeit des Elements,

3. die Fähigkeit und „Leichtigkeit“ eines Elements, bei der Wechselwirkung mit einem anderen Element Elektronen abzugeben oder zu empfangen,

4. die Art der chemischen Bindungen, die ein bestimmtes Element bei der Wechselwirkung mit anderen Elementen eingehen kann, die räumliche Struktur einfacher und komplexer Moleküle usw. usw.

Die Struktur des Atoms.

Ein Atom ist ein komplexes Mikrosystem aus Elementarteilchen, die sich bewegen und miteinander interagieren.

Im späten 19. und frühen 20. Jahrhundert wurde festgestellt, dass Atome aus kleineren Teilchen bestehen: Neutronen, Protonen und Elektronen. Die letzten beiden Teilchen sind geladene Teilchen, das Proton trägt eine positive Ladung, das Elektron ist negativ. Da die Atome eines Elements im Grundzustand elektrisch neutral sind, bedeutet dies, dass die Anzahl der Protonen in einem Atom eines beliebigen Elements gleich der Anzahl der Elektronen ist. Die Masse der Atome wird durch die Summe der Massen der Protonen und Neutronen bestimmt, deren Anzahl gleich der Differenz zwischen der Masse der Atome und ihrer Seriennummer im Periodensystem von D.I. ist. Mendelejew.

1926 schlug Schrödinger vor, die Bewegung von Mikropartikeln im Atom eines Elements mithilfe der von ihm abgeleiteten Wellengleichung zu beschreiben. Bei der Lösung der Schrödinger-Wellengleichung für das Wasserstoffatom erscheinen drei ganzzahlige Quantenzahlen: N, ℓ Und M ℓ , die den Zustand eines Elektrons im dreidimensionalen Raum im Zentralfeld des Kerns charakterisieren. Quantenzahlen N, ℓ Und M ℓ Nehmen Sie ganzzahlige Werte an. Durch drei Quantenzahlen definierte Wellenfunktion N, ℓ Und M ℓ und als Ergebnis der Lösung der Schrödinger-Gleichung erhalten wird, wird Orbital genannt. Ein Orbital ist ein Raumbereich, in dem sich ein Elektron am wahrscheinlichsten befindet. Zugehörigkeit zu einem Atom eines chemischen Elements. Somit führt die Lösung der Schrödinger-Gleichung für das Wasserstoffatom zum Auftreten von drei Quantenzahlen, deren physikalische Bedeutung darin besteht, dass sie drei verschiedene Arten von Orbitalen charakterisieren, die ein Atom haben kann. Schauen wir uns jede Quantenzahl genauer an.

Hauptquantenzahl n kann beliebige positive ganzzahlige Werte annehmen: n = 1,2,3,4,5,6,7… Es charakterisiert die Energie des elektronischen Niveaus und die Größe der elektronischen „Wolke“. Charakteristisch ist, dass die Zahl der Hauptquantenzahl mit der Zahl der Periode übereinstimmt, in der sich das gegebene Element befindet.

Azimutale oder orbitale Quantenzahlℓ kann ganzzahlige Werte annehmen ℓ = 0….bis zu n – 1 und bestimmt den Moment der Elektronenbewegung, d.h. Orbitalform. Für verschiedene Zahlenwerte von ℓ wird die folgende Notation verwendet: ℓ = 0, 1, 2, 3 und werden durch Symbole bezeichnet S, P, D, F, bzw. für ℓ = 0, 1, 2 und 3. Im Periodensystem der Elemente gibt es keine Elemente mit einer Spinzahl ℓ = 4.

Magnetische QuantenzahlM ℓ charakterisiert die räumliche Anordnung der Elektronenorbitale und damit die elektromagnetischen Eigenschaften des Elektrons. Es kann Werte annehmen von – ℓ bis + ℓ , einschließlich Null.

Die Form oder genauer gesagt die Symmetrieeigenschaften von Atomorbitalen hängen von Quantenzahlen ab ℓ Und M ℓ . „elektronische Cloud“, entsprechend S- Orbitale hat, hat die Form einer Kugel (gleichzeitig). ℓ = 0).

Abb.1. 1s Orbital

Orbitale, die durch die Quantenzahlen ℓ = 1 und m ℓ = -1, 0 und +1 definiert sind, werden p-Orbitale genannt. Da m ℓ in diesem Fall drei verschiedene Werte hat, dann hat das Atom drei energetisch äquivalente p-Orbitale (die Hauptquantenzahl ist für sie gleich und kann den Wert n = 2,3,4,5,6 oder 7 haben) . p-Orbitale sind axialsymmetrisch und haben die Form dreidimensionaler Achter, die in einem externen Feld entlang der x-, y- und z-Achse ausgerichtet sind (Abb. 1.2). Daher der Ursprung der Symbole p x , p y und p z .

Abb.2. p x , p y und p z -Orbitale

Darüber hinaus gibt es d- und f-Atomorbitale, für die ersten ℓ = 2 und m ℓ = -2, -1, 0, +1 und +2, d.h. fünf AO, für das zweite ℓ = 3 und m ℓ = -3, -2, -1, 0, +1, +2 und +3, d.h. 7 AO.

viertes Quantum M S Die sogenannte Spinquantenzahl wurde 1925 von Goudsmit und Uhlenbeck eingeführt, um einige subtile Effekte im Spektrum des Wasserstoffatoms zu erklären. Der Spin eines Elektrons ist der Drehimpuls eines geladenen Elementarteilchens eines Elektrons, dessen Orientierung quantisiert ist, d. h. streng auf bestimmte Winkel beschränkt. Diese Orientierung wird durch den Wert der Spinmagnetquantenzahl(en) bestimmt, der für ein Elektron gilt ½ , also für ein Elektron, gemäß den Quantisierungsregeln M S = ± ½. In diesem Zusammenhang sollte man zur Menge der drei Quantenzahlen die Quantenzahl hinzufügen M S . Wir betonen noch einmal, dass vier Quantenzahlen die Reihenfolge bestimmen, in der Mendeleevs Periodensystem der Elemente aufgebaut ist, und erklären, warum es in der ersten Periode nur zwei Elemente, in der zweiten und dritten acht, in der vierten 18 usw. gibt Um die Struktur der Multielektronen von Atomen zu erklären, d Beim Füllen von Elektronenorbitalen müssen Sie jedoch einige einfachere Regeln kennen, nämlich: Paulis Prinzip, Gunds Regel und Klechkovskys Regeln.

Nach dem Pauli-Prinzip Im selben Quantenzustand, der durch bestimmte Werte von vier Quantenzahlen gekennzeichnet ist, kann es nicht mehr als ein Elektron geben. Das bedeutet, dass ein Elektron prinzipiell in jedem Atomorbital platziert werden kann. Zwei Elektronen können sich nur dann im selben Atomorbital befinden, wenn sie unterschiedliche Spinquantenzahlen haben.

Bei der Befüllung von drei p-AOs, fünf d-AOs und sieben f-AOs mit Elektronen sollte man sich neben dem Pauli-Prinzip auch an der Hund-Regel orientieren: Die Füllung der Orbitale einer Unterschale im Grundzustand erfolgt mit Elektronen mit gleichen Spins.

Beim Füllen von Unterschalen (P, D, F) Der Absolutwert der Summe der Spins muss maximal sein.

Klechkovskys Herrschaft. Nach der Klechkovsky-Regel beim FüllenD Und FOrbital durch Elektronen muss respektiert werdenPrinzip der minimalen Energie. Nach diesem Prinzip füllen Elektronen im Grundzustand die Bahnen mit minimalen Energieniveaus. Die Energie einer Unterebene wird durch die Summe der Quantenzahlen bestimmtN + ℓ = E .

Klechkovskys erste Regel: Füllen Sie zunächst die Unterebenen aus, für dieN + ℓ = E minimal.

Klechkovskys zweite Regel: bei GleichheitN + ℓ für mehrere Unterebenen, die Unterebene für welcheN minimal .

Derzeit sind 109 Elemente bekannt.

2. Ionisierungsenergie, Elektronenaffinität und Elektronegativität.

Die wichtigsten Merkmale der elektronischen Konfiguration eines Atoms sind die Ionisierungsenergie (EI) oder das Ionisierungspotential (IP) und die Elektronenaffinität (SE) des Atoms. Die Ionisierungsenergie ist die Energieänderung beim Ablösungsprozess eines Elektrons von einem freien Atom bei 0 K: A = + + ē . Die Abhängigkeit der Ionisierungsenergie von der Ordnungszahl Z des Elements, der Größe des Atomradius, hat einen ausgeprägten periodischen Charakter.

Elektronenaffinität (SE) ist die Energieänderung, die mit der Addition eines Elektrons an ein isoliertes Atom unter Bildung eines negativen Ions bei 0 K einhergeht: A + ē = A - (Das Atom und das Ion befinden sich in ihren Grundzuständen). In diesem Fall besetzt das Elektron das niedrigste freie Atomorbital (LUAO), wenn das VZAO mit zwei Elektronen besetzt ist. SE hängt stark von ihrer orbitalen elektronischen Konfiguration ab.

Änderungen von EI und SE korrelieren mit Änderungen vieler Eigenschaften von Elementen und ihren Verbindungen, die zur Vorhersage dieser Eigenschaften aus den Werten von EI und SE verwendet werden. Halogene haben die höchste absolute Elektronenaffinität. In jeder Gruppe des Periodensystems der Elemente nimmt das Ionisationspotential oder EI mit zunehmender Elementzahl ab, was mit einer Zunahme des Atomradius und mit einer Zunahme der Anzahl der Elektronenschichten einhergeht und gut mit einer Zunahme der korreliert reduzierende Kraft des Elements.

Tabelle 1 des Periodensystems der Elemente gibt die Werte von EI und SE in eV/Atom an. Beachten Sie, dass die genauen SE-Werte nur für wenige Atome bekannt sind; ihre Werte sind in Tabelle 1 unterstrichen.

Tabelle 1

Die erste Ionisierungsenergie (EI), Elektronenaffinität (SE) und Elektronegativität χ) von Atomen im Periodensystem.

χ	0.747 2. 1 0 0, 3 7																	1,2 2
χ	0.54 1. 55	-0.3 1. 1 3											0.2 0. 91	1.2 5	-0. 1 0, 55	1.47 0. 59	3.45 0. 64	1 ,60
χ	0. 7 4 1. 89	-0.3 1 . 3 1 1 . 6 0											0. 6	1.63	0.7	2.07	3.61
χ	2.3 6	- 0 .6						1,26(α)				-0.9 1 . 39	0. 18	1.2	0. 6	2.07	3.36
χ	2.4 8											-0.6 1 . 56	0. 2			2.2
χ	2.6 7	2, 2 1						UMS

χ - Elektronegativität nach Pauling

R- Atomradius, (aus „Labor- und Seminarkurse in allgemeiner und anorganischer Chemie“, N.S. Akhmetov, M.K. Azizova, L.I. Badygina)

Die Zusammensetzung eines Moleküls. Das heißt, aus welchen Atomen das Molekül gebildet wird, in welcher Menge, durch welche Bindungen sind diese Atome verbunden. All dies bestimmt die Eigenschaft des Moleküls und dementsprechend die Eigenschaft der Substanz, die diese Moleküle bilden.

Beispielsweise sind die Eigenschaften von Wasser: Transparenz, Fließfähigkeit und die Fähigkeit, Rost zu verursachen, genau auf das Vorhandensein von zwei Wasserstoffatomen und einem Sauerstoffatom zurückzuführen.

Bevor mit der Untersuchung der Eigenschaften von Molekülen (d. h. der Eigenschaften von Substanzen) begonnen wird, ist es daher notwendig, die „Bausteine“ zu betrachten, aus denen diese Moleküle gebildet werden. Verstehen Sie die Struktur des Atoms.

Wie ist ein Atom angeordnet?

Atome sind Teilchen, die miteinander verbunden Moleküle bilden.

Das Atom selbst besteht aus positiv geladener Kern (+) Und negativ geladene Elektronenhülle (-). Im Allgemeinen ist das Atom elektrisch neutral. Das heißt, die Ladung des Kerns ist im absoluten Wert gleich der Ladung der Elektronenhülle.

Der Kern besteht aus folgenden Teilchen:

• Protonen. Ein Proton trägt eine Ladung von +1. Seine Masse beträgt 1 amu (atomare Masseneinheit). Diese Teilchen sind notwendigerweise im Kern vorhanden.

• Neutronen. Das Neutron hat keine Ladung (Ladung = 0). Seine Masse beträgt 1 amu. Neutronen befinden sich möglicherweise nicht im Kern. Es ist kein notwendiger Bestandteil des Atomkerns.

Somit sind Protonen für die Gesamtladung des Kerns verantwortlich. Da ein Neutron eine Ladung von +1 hat, ist die Ladung des Kerns gleich der Anzahl der Protonen.

Die Elektronenhülle besteht, wie der Name schon sagt, aus Teilchen, die Elektronen genannt werden. Wenn wir den Kern eines Atoms mit einem Planeten vergleichen, dann sind Elektronen seine Satelliten. Sie kreisen um den Kern (stellen wir uns das zunächst in Umlaufbahnen vor, aber tatsächlich in Umlaufbahnen) und bilden eine Elektronenhülle.

• Elektron ist ein sehr kleines Teilchen. Seine Masse ist so klein, dass man sie mit 0 annimmt. Die Ladung eines Elektrons beträgt jedoch -1. Das heißt, der Modul ist gleich der Ladung des Protons und unterscheidet sich im Vorzeichen. Da ein Elektron eine Ladung von -1 trägt, ist die Gesamtladung der Elektronenhülle gleich der Anzahl der darin enthaltenen Elektronen.

Eine wichtige Konsequenz, da ein Atom ein Teilchen ist, das keine Ladung hat (die Ladung des Kerns und die Ladung der Elektronenhülle sind im Absolutwert gleich, aber im Vorzeichen entgegengesetzt), also elektrisch neutral, also Die Anzahl der Elektronen in einem Atom ist gleich der Anzahl der Protonen.

Wie unterscheiden sich Atome verschiedener chemischer Elemente voneinander?

Atome verschiedener chemischer Elemente unterscheiden sich voneinander in der Ladung des Kerns (d. h. der Anzahl der Protonen und folglich der Anzahl der Elektronen).

Wie kann man die Ladung des Atomkerns eines Elements herausfinden? Der brillante einheimische Chemiker D. I. Mendeleev, der das Periodengesetz entdeckte und eine nach ihm benannte Tabelle entwickelte, gab uns die Gelegenheit dazu. Seine Entdeckung war der Zeit weit voraus. Als die Struktur des Atoms noch nicht bekannt war, ordnete Mendelejew die Elemente in der Tabelle nach zunehmender Kernladung.

Das heißt, die Seriennummer eines Elements im Periodensystem ist die Ladung des Atomkerns eines bestimmten Elements. Sauerstoff hat beispielsweise eine Ordnungszahl von 8 bzw. die Ladung des Kerns des Sauerstoffatoms beträgt +8. Dementsprechend beträgt die Anzahl der Protonen 8 und die Anzahl der Elektronen 8.

Es sind die Elektronen in der Elektronenhülle, die die chemischen Eigenschaften des Atoms bestimmen, aber dazu später mehr.

Lassen Sie uns nun über die Masse sprechen.

Ein Proton ist eine Masseneinheit, ein Neutron ist ebenfalls eine Masseneinheit. Daher nennt man die Summe der Neutronen und Protonen im Kern Massenzahl. (Die Elektronen beeinflussen die Masse in keiner Weise, da wir ihre Masse vernachlässigen und sie als gleich Null betrachten.)

Die Atommasseneinheit (a.m.u.) ist eine spezielle physikalische Größe zur Bezeichnung kleiner Teilchenmassen, die Atome bilden.

Alle diese drei Atome sind Atome eines chemischen Elements – Wasserstoff. Weil sie die gleiche Kernladung haben.

Wie werden sie sich unterscheiden? Diese Atome haben unterschiedliche Massenzahlen (aufgrund der unterschiedlichen Anzahl von Neutronen). Das erste Atom hat die Massenzahl 1, das zweite die Massenzahl 2 und das dritte die Massenzahl 3.

Atome desselben Elements, die sich in der Anzahl der Neutronen (und damit in der Massenzahl) unterscheiden, werden genannt Isotope.

Die vorgestellten Wasserstoffisotope haben sogar eigene Namen:

• Das erste Isotop (Massenzahl 1) heißt Protium.
• Das zweite Isotop (Massenzahl 2) heißt Deuterium.
• Das dritte Isotop (mit der Massenzahl 3) heißt Tritium.

Die nächste vernünftige Frage lautet nun: Wenn die Anzahl der Neutronen und Protonen im Kern eine ganze Zahl ist und ihre Masse 1 amu beträgt, dann ist die Masse eines Atoms im Periodensystem eine Bruchzahl. Für Schwefel zum Beispiel: 32.066.

Antwort: Ein Element hat mehrere Isotope, sie unterscheiden sich in der Massenzahl voneinander. Daher ist die Atommasse im Periodensystem der Durchschnittswert der Atommassen aller Isotope eines Elements unter Berücksichtigung ihres Vorkommens in der Natur. Diese im Periodensystem angegebene Masse heißt Relative Atommasse.

Für chemische Berechnungen werden Indikatoren eines solchen „gemittelten Atoms“ verwendet. Die Atommasse wird auf die nächste ganze Zahl gerundet.

Der Aufbau der Elektronenhülle.

Die chemischen Eigenschaften eines Atoms werden durch die Struktur seiner Elektronenhülle bestimmt. Die Elektronen um den Kern herum sind ohnehin nicht angeordnet. Elektronen sind in Elektronenorbitalen lokalisiert.

Elektronisches Orbital- der Raum um den Atomkern, in dem die Wahrscheinlichkeit, ein Elektron zu finden, am größten ist.

Ein Elektron hat einen Quantenparameter namens Spin. Wenn wir die klassische Definition aus der Quantenmechanik übernehmen, dann drehen ist der Eigendrehimpuls des Teilchens. Vereinfacht lässt sich dies als Drehrichtung eines Teilchens um seine Achse darstellen.

Ein Elektron ist ein Teilchen mit einem halbzahligen Spin, ein Elektron kann entweder +½ oder -½ Spin haben. Herkömmlicherweise kann dies als Drehung im und gegen den Uhrzeigersinn dargestellt werden.

In einem Elektronenorbital können sich nicht mehr als zwei Elektronen mit entgegengesetztem Spin befinden.

Die allgemein akzeptierte Bezeichnung einer elektronischen Wohnung ist eine Zelle oder ein Strich. Das Elektron wird durch einen Pfeil angezeigt: Der Aufwärtspfeil ist ein Elektron mit einem positiven Spin +½, der Abwärtspfeil ↓ ist ein Elektron mit einem negativen Spin -½.

Ein Elektron, das sich allein in einem Orbital befindet, heißt ungepaart. Zwei Elektronen im gleichen Orbital werden aufgerufen gepaart.

Elektronische Orbitale werden je nach Form in vier Typen unterteilt: s, p, d, f. Orbitale gleicher Form bilden eine Unterebene. Die Anzahl der Orbitale auf einer Unterebene wird durch die Anzahl der möglichen Standorte im Raum bestimmt.

1. s Orbital.

Das s-Orbital ist sphärisch:

Im Weltraum kann das s-Orbital nur auf eine Weise lokalisiert werden:

Daher wird die s-Unterebene nur von einem s-Orbital gebildet.

1. p-Orbital.

Das p-Orbital hat die Form einer Hantel:

Im Weltraum kann das p-Orbital nur auf drei Arten lokalisiert werden:

Daher wird die p-Unterebene durch drei p-Orbitale gebildet.

1. d-Orbital.

Das d-Orbital hat eine komplexe Form:

Im Weltraum kann das d-Orbital auf fünf verschiedene Arten lokalisiert werden. Daher wird die d-Unterebene durch fünf d-Orbitale gebildet.

1. f-Orbital

Das f-Orbital hat eine noch komplexere Form. Im Weltraum kann das f-Orbital auf sieben verschiedene Arten platziert werden. Daher wird die f-Unterebene durch sieben f-Orbitale gebildet.

Die Elektronenhülle eines Atoms ist wie ein Blätterteig. Es hat auch Schichten. Elektronen, die sich auf verschiedenen Schichten befinden, haben unterschiedliche Energien: auf Schichten, die näher am Kern liegen – weniger, auf denen, die weiter vom Kern entfernt sind – mehr. Diese Schichten werden Energieniveaus genannt.

Füllung von Elektronenorbitalen.

Das erste Energieniveau hat nur das S-Unterniveau:

Auf dem zweiten Energieniveau gibt es ein s-Unterniveau und ein p-Unterniveau erscheint:

Auf der dritten Energieebene gibt es eine s-Unterebene, eine p-Unterebene und eine d-Unterebene:

Auf der vierten Energieebene kommt im Prinzip eine f-Unterebene hinzu. Aber im Schulunterricht sind f-Orbitale nicht gefüllt, daher können wir die f-Unterebene nicht darstellen:

Die Anzahl der Energieniveaus in einem Atom eines Elements beträgt Periodennummer. Beim Auffüllen von Elektronenorbitalen sollten folgende Grundsätze beachtet werden:

1. Jedes Elektron versucht, die Position im Atom einzunehmen, an der seine Energie minimal ist. Das heißt, zuerst wird das erste Energieniveau gefüllt, dann das zweite und so weiter.

Um den Aufbau der Elektronenhülle zu beschreiben, wird auch die elektronische Formel verwendet. Die elektronische Formel ist eine kurze einzeilige Aufzeichnung der Verteilung von Elektronen nach Unterebenen.

1. Auf der Unterebene füllt jedes Elektron zunächst ein freies Orbital. Und jeder hat Spin +½ (Pfeil nach oben).

Und erst wenn sich in jedem Orbital der Unterebene ein Elektron befindet, wird das nächste Elektron gepaart – das heißt, es besetzt ein Orbital, in dem sich bereits ein Elektron befindet:

1. Die D-Unterebene wird auf besondere Weise gefüllt.

Tatsache ist, dass die Energie der d-Unterebene höher ist als die Energie der s-Unterebene der NÄCHSTEN Energieschicht. Und wie wir wissen, versucht das Elektron, die Position im Atom einzunehmen, an der seine Energie minimal ist.

Daher wird nach dem Füllen der 3p-Unterebene zuerst die 4s-Unterebene und anschließend die 3d-Unterebene gefüllt.

Und erst nachdem die 3D-Unterebene vollständig gefüllt ist, wird die 4P-Unterebene gefüllt.

Ebenso verhält es sich mit der 4. Energieebene. Nachdem die 4p-Unterebene gefüllt ist, wird als nächstes die 5s-Unterebene gefüllt, gefolgt von der 4d-Unterebene. Und danach nur noch 17 Uhr.

1. Und es gibt noch einen weiteren Punkt, eine Regel bezüglich der Füllung der D-Unterebene.

Dann gibt es ein Phänomen namens Versagen. Im Falle eines Ausfalls fällt ein Elektron vom s-Unterniveau des nächsten Energieniveaus buchstäblich auf das d-Elektron.

Grund- und angeregte Zustände des Atoms.

Die Atome, deren elektronische Konfigurationen wir jetzt aufgebaut haben, heißen Atome in Grundzustand. Das heißt, dies ist ein normaler, natürlicher Zustand, wenn Sie so wollen.

Wenn ein Atom Energie von außen erhält, kann es zu einer Anregung kommen.

Erregung ist der Übergang eines gepaarten Elektrons in ein leeres Orbital, innerhalb der äußeren Energieebene.

Zum Beispiel für ein Kohlenstoffatom:

Anregung ist für viele Atome charakteristisch. Dies muss beachtet werden, da die Anregung die Fähigkeit von Atomen bestimmt, sich aneinander zu binden. Das Wichtigste, woran man sich erinnern sollte, ist die Bedingung, unter der eine Anregung erfolgen kann: ein gepaartes Elektron und ein leeres Orbital im äußeren Energieniveau.

Es gibt Atome, die mehrere angeregte Zustände haben:

Elektronische Konfiguration des Ions.

Ionen sind Teilchen, in die sich Atome und Moleküle verwandeln, indem sie Elektronen aufnehmen oder verlieren. Diese Teilchen haben eine Ladung, weil sie entweder „nicht genug“ oder einen Überschuss an Elektronen haben. Positiv geladene Ionen werden genannt Kationen, negativ - Anionen.

Das Chloratom (hat keine Ladung) gewinnt ein Elektron. Das Elektron hat eine Ladung von 1- (ein Minus), bzw. es entsteht ein Teilchen mit einer überschüssigen negativen Ladung. Chloranion:

Cl 0 + 1e → Cl –

Das Lithiumatom (ebenfalls ohne Ladung) verliert ein Elektron. Ein Elektron hat eine Ladung von 1+ (eins plus), es entsteht ein Teilchen, dem eine negative Ladung fehlt, das heißt, seine Ladung ist positiv. Lithiumkation:

Li 0 – 1e → Li +

Durch die Umwandlung in Ionen nehmen Atome eine solche Konfiguration an, dass das äußere Energieniveau „schön“, also vollständig gefüllt wird. Diese Konfiguration ist die thermodynamisch stabilste, daher gibt es einen Grund dafür, dass sich Atome in Ionen verwandeln.

Und deshalb sind die Atome der Elemente der VIII-A-Gruppe (die achte Gruppe der Hauptuntergruppe), wie im nächsten Absatz dargelegt, Edelgase, also chemisch inaktiv. Im Grundzustand haben sie folgende Struktur: Das äußere Energieniveau ist vollständig gefüllt. Andere Atome neigen sozusagen dazu, die Konfiguration dieser edelsten Gase anzunehmen, sich daher in Ionen zu verwandeln und chemische Bindungen einzugehen.