Die Lektion ist der Bildung von Ideen über die komplexe Struktur des Atoms gewidmet. Der Zustand der Elektronen in einem Atom wird betrachtet, die Begriffe "Atomorbital und Elektronenwolke", die Formen der Orbitale (s--, p-, d-Orbitale) werden eingeführt. Berücksichtigt werden auch Aspekte wie die maximale Anzahl von Elektronen auf Energieniveaus und -unterniveaus, die Verteilung von Elektronen über Energieniveaus und -unterniveaus in Atomen von Elementen der ersten vier Perioden, Valenzelektronen von s-, p- und d-Elementen. Ein grafisches Diagramm der Struktur der elektronischen Schichten von Atomen (elektronengrafische Formel) ist angegeben.

Thema: Die Struktur des Atoms. Periodisches Gesetz D.I. Mendelejew

Lektion: Die Struktur des Atoms

Aus dem Griechischen übersetzt, das Wort " Atom" bedeutet "unteilbar". Es wurden jedoch Phänomene entdeckt, die die Möglichkeit seiner Teilung demonstrieren. Dies sind die Emission von Röntgenstrahlen, die Emission von Kathodenstrahlen, das Phänomen des photoelektrischen Effekts, das Phänomen der Radioaktivität. Elektronen, Protonen und Neutronen sind die Teilchen, aus denen ein Atom besteht. Sie werden gerufen subatomare Partikel.

Tab. eines

Neben Protonen enthält der Kern die meisten Atome Neutronen die keine Gebühren tragen. Wie aus Tabelle ersichtlich. 1 unterscheidet sich die Masse des Neutrons praktisch nicht von der Masse des Protons. Protonen und Neutronen bilden den Kern eines Atoms und heißen Nukleonen (Kern - Kern). Ihre Ladungen und Massen in atomaren Masseneinheiten (a.m.u.) sind in Tabelle 1 angegeben. Bei der Berechnung der Masse eines Atoms kann die Masse eines Elektrons vernachlässigt werden.

Masse eines Atoms ( Massenzahl) ist gleich der Summe der Massen der Protonen und Neutronen, die seinen Kern bilden. Die Massenzahl wird durch den Buchstaben bezeichnet ABER. Aus dem Namen dieser Größe ist ersichtlich, dass sie eng mit der auf eine ganze Zahl gerundeten Atommasse des Elements zusammenhängt. A=Z+N

Hier EIN- Massenzahl eines Atoms (Summe von Protonen und Neutronen), Z- Kernladung (Anzahl der Protonen im Kern), N ist die Anzahl der Neutronen im Kern. Nach der Isotopenlehre kann der Begriff „chemisches Element“ wie folgt definiert werden:

Chemisches Element Eine Gruppe von Atomen mit gleicher Kernladung wird genannt.

Einige Elemente existieren mehrfach Isotope. „Isotope“ bedeutet „den gleichen Ort einnehmen“. Isotope haben die gleiche Anzahl an Protonen, unterscheiden sich aber in der Masse, also der Anzahl der Neutronen im Kern (Anzahl N). Da Neutronen die chemischen Eigenschaften von Elementen kaum oder gar nicht beeinflussen, sind alle Isotope desselben Elements chemisch nicht unterscheidbar.

Isotope werden Atomsorten desselben chemischen Elements mit derselben Kernladung (dh mit derselben Anzahl von Protonen), aber mit einer unterschiedlichen Anzahl von Neutronen im Kern genannt.

Isotope unterscheiden sich nur in der Massenzahl. Dies wird entweder durch einen hochgestellten Index in der rechten Ecke oder in einer Zeile angezeigt: 12 C oder C-12 . Wenn ein Element mehrere natürliche Isotope enthält, dann sind im Periodensystem D.I. Mendeleev gibt seine durchschnittliche Atommasse unter Berücksichtigung der Prävalenz an. Beispielsweise enthält Chlor 2 natürliche Isotope 35 Cl und 37 Cl, deren Gehalt 75 % bzw. 25 % beträgt. Somit ist die Atommasse von Chlor gleich:

ABERr(Kl)=0,75 . 35+0,25 . 37=35,5

Für künstlich synthetisierte schwere Atome ist ein Atommassenwert in eckigen Klammern angegeben. Dies ist die Atommasse des stabilsten Isotops dieses Elements.

Grundmodelle der Struktur des Atoms

Historisch gesehen war das Thomson-Modell des Atoms 1897 das erste.

Reis. 1. Modell der Struktur des Atoms von J. Thomson

Der englische Physiker J. J. Thomson schlug vor, dass Atome aus einer positiv geladenen Kugel bestehen, in der Elektronen eingestreut sind (Abb. 1). Dieses Modell wird bildlich als "Plumpudding" bezeichnet, ein Brötchen mit Rosinen (wobei "Rosinen" Elektronen sind) oder "Wassermelone" mit "Samen" - Elektronen. Dieses Modell wurde jedoch aufgegeben, da experimentelle Daten erhalten wurden, die ihm widersprachen.

Reis. 2. Modell der Struktur des Atoms von E. Rutherford

1910 führte der englische Physiker Ernst Rutherford mit seinen Schülern Geiger und Marsden ein Experiment durch, das erstaunliche Ergebnisse lieferte, die aus Sicht des Thomson-Modells unerklärlich waren. Ernst Rutherford bewies durch Erfahrung, dass sich im Zentrum des Atoms ein positiv geladener Kern befindet (Abb. 2), um den sich wie Planeten um die Sonne Elektronen drehen. Das Atom als Ganzes ist elektrisch neutral und die Elektronen werden aufgrund der elektrostatischen Anziehungskräfte (Coulomb-Kräfte) im Atom gehalten. Dieses Modell hatte viele Widersprüche und erklärte vor allem nicht, warum Elektronen nicht auf den Kern fallen, sowie die Möglichkeit der Absorption und Emission von Energie durch ihn.

Der dänische Physiker N. Bohr schlug 1913 ausgehend von Rutherfords Atommodell ein Atommodell vor, in dem Elektronenteilchen um den Atomkern kreisen, ähnlich wie die Planeten um die Sonne kreisen.

Reis. 3. Planetenmodell von N. Bohr

Bohr schlug vor, dass Elektronen in einem Atom nur in Umlaufbahnen in genau definierten Abständen vom Kern stabil existieren können. Diese Umlaufbahnen nannte er stationär. Ein Elektron kann außerhalb stationärer Umlaufbahnen nicht existieren. Warum das so ist, konnte Bohr damals nicht erklären. Aber er zeigte, dass ein solches Modell (Abb. 3) es ermöglicht, viele experimentelle Fakten zu erklären.

Derzeit verwendet, um die Struktur des Atoms zu beschreiben Quantenmechanik. Dies ist eine Wissenschaft, deren Hauptaspekt darin besteht, dass das Elektron gleichzeitig die Eigenschaften eines Teilchens und einer Welle hat, dh Welle-Teilchen-Dualität. Laut Quantenmechanik ist wird der Raumbereich genannt, in dem die Wahrscheinlichkeit, ein Elektron zu finden, am größten istorbital. Je weiter das Elektron vom Kern entfernt ist, desto geringer ist seine Wechselwirkungsenergie mit dem Kern. Es bilden sich Elektronen mit nahen Energien Energielevel. Anzahl der Energiestufen gleich Periodennummer, in der sich dieses Element in der Tabelle D.I. Mendelejew. Es gibt verschiedene Formen von Atomorbitalen. (Abb. 4). Das d-Orbital und das f-Orbital haben eine komplexere Form.

Reis. 4. Formen von Atomorbitalen

Es gibt genau so viele Elektronen in der Elektronenhülle eines Atoms wie Protonen in seinem Kern, also ist das Atom als Ganzes elektrisch neutral. Elektronen in einem Atom sind so angeordnet, dass ihre Energie minimal ist. Je weiter das Elektron vom Kern entfernt ist, desto mehr Orbitale sind vorhanden und desto komplexer sind ihre Formen. Jede Ebene und Unterebene kann nur eine bestimmte Anzahl von Elektronen aufnehmen. Die Unterebenen wiederum bestehen aus Orbitale.

Auf dem ersten Energieniveau, das dem Kern am nächsten liegt, kann es ein sphärisches Orbital ( 1 s). Auf der zweiten Energieebene - ein sphärisches Orbital, groß und drei p-Orbitale: 2 s2 ppp. Auf der dritten Ebene: 3 s3 ppp3 dddd.

Neben der Bewegung um den Kern haben Elektronen auch eine Bewegung, die als ihre Bewegung um ihre eigene Achse dargestellt werden kann. Diese Rotation wird aufgerufen drehen ( in der Spur aus dem Englischen. "Spindel"). In einem Orbital können sich nur zwei Elektronen mit entgegengesetztem (antiparallelem) Spin befinden.

Maximal Anzahl der Elektronen pro Energielevel wird durch die Formel bestimmt N=2 n 2.

Wobei n die Hauptquantenzahl (Energieniveauzahl) ist. Siehe Tabelle. 2

Tab. 2

Je nachdem, in welchem ​​Orbital sich das letzte Elektron befindet, unterscheiden sie sich s-, p-, d-Elemente. Elemente der Hauptuntergruppen gehören dazu s-, p-Elemente. In den Seitenuntergruppen sind d-Elemente

Grafisches Diagramm der Struktur der elektronischen Atomschichten (elektronische grafische Formel).

Um die Anordnung von Elektronen in Atomorbitalen zu beschreiben, wird die elektronische Konfiguration verwendet. Um es in einer Zeile zu schreiben, werden Orbitale in die Legende geschrieben ( s--, p-, d-,f-Orbitale), und davor stehen Zahlen, die die Nummer des Energieniveaus angeben. Je größer die Zahl, desto weiter ist das Elektron vom Kern entfernt. In Großbuchstaben steht über der Bezeichnung des Orbitals die Anzahl der Elektronen in diesem Orbital (Abb. 5).

Reis. 5

Grafisch lässt sich die Verteilung von Elektronen in Atomorbitalen als Zellen darstellen. Jede Zelle entspricht einem Orbital. Es gibt drei solcher Zellen für das p-Orbital, fünf für das d-Orbital und sieben für das f-Orbital. Eine Zelle kann 1 oder 2 Elektronen enthalten. Entsprechend Gunds Regel werden Elektronen in Orbitale gleicher Energie (z. B. in drei p-Orbitale) verteilt, zunächst eines nach dem anderen, und erst wenn sich in jedem solchen Orbital bereits ein Elektron befindet, beginnt das Auffüllen dieser Orbitale mit zweiten Elektronen. Solche Elektronen werden genannt gepaart. Dies erklärt sich dadurch, dass sich Elektronen in benachbarten Zellen weniger abstoßen als gleichgeladene Teilchen.

Siehe Abb. 6 für Atom 7 N.

Reis. 6

Die elektronische Konfiguration des Scandiumatoms

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

Elektronen im äußeren Energieniveau werden als Valenzelektronen bezeichnet. 21 sc Es bezieht sich auf d-Elemente.

Zusammenfassung der Lektion

Im Unterricht wurden die Struktur des Atoms, der Zustand der Elektronen im Atom betrachtet und das Konzept "Atomorbital und Elektronenwolke" eingeführt. Die Schüler lernten, was die Form von Orbitalen ist ( s-, p-, d-Orbitale), was ist die maximale Anzahl von Elektronen auf Energieniveaus und Unterniveaus, die Verteilung von Elektronen über Energieniveaus, was ist s-, p- und d-Elemente. Ein grafisches Diagramm der Struktur der elektronischen Schichten von Atomen (elektronengrafische Formel) ist angegeben.

Referenzliste

1. Rudzitis G.E. Chemie. Grundlagen der Allgemeinen Chemie. Klasse 11: Lehrbuch für Bildungseinrichtungen: Grundstufe / G.E. Rudzitis, F.G. Feldmann. - 14. Aufl. -M.: Bildung, 2012.

2. Popel P.P. Chemie: 8. Klasse: Ein Lehrbuch für allgemeinbildende Einrichtungen / P.P. Popel, L. S. Krivlya. - K.: Informationszentrum "Akademie", 2008. - 240 S.: mit Abb.

3. AV Manuilow, W.I. Rodionow. Grundlagen der Chemie. Internet-Tutorial.

Hausaufgaben

1. Nr. 5-7 (S. 22) Rudzitis G.E. Chemie. Grundlagen der Allgemeinen Chemie. Klasse 11: Lehrbuch für Bildungseinrichtungen: Grundstufe / G.E. Rudzitis, F.G. Feldmann. - 14. Aufl. -M.: Bildung, 2012.

2. Schreiben Sie elektronische Formeln für die folgenden Elemente: 6 C, 12 Mg, 16 S, 21 Sc.

3. Elemente haben die folgenden elektronischen Formeln: a) 1s 2 2s 2 2p 4 .b) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1. c) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 . Was sind diese Elemente?

Die Zusammensetzung eines Moleküls. Das heißt, aus welchen Atomen das Molekül besteht, 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.

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

Bevor man mit der Untersuchung der Eigenschaften von Molekülen (d. h. der Eigenschaften von Substanzen) fortfährt, ist es daher notwendig, die „Bausteine“ zu betrachten, aus denen diese Moleküle gebildet werden. Den Aufbau des Atoms verstehen.

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 wird von folgenden Teilchen gebildet:

• 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 dürfen nicht im Kern sein. Es ist kein notwendiger Bestandteil des Atomkerns.

Protonen sind also 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 drehen sich um den Kern (stellen wir uns das vorerst in Umlaufbahnen vor, aber tatsächlich in Umlaufbahnen) und bilden eine Elektronenhülle.

• Elektron ist ein sehr kleines Teilchen. Seine Masse ist so klein, dass es als 0 angenommen wird. Aber die Ladung eines Elektrons ist -1. Das heißt, der Modul ist gleich der Ladung des Protons, unterscheidet sich im Vorzeichen. Da ein Elektron eine Ladung von -1 trägt, ist die Gesamtladung der Elektronenhülle gleich der Anzahl der Elektronen darin.

Eine wichtige Konsequenz, da ein Atom ein Teilchen ist, das keine Ladung hat (die Ladung des Kerns und die Ladung der Elektronenhülle sind betragsmäßig gleich, aber mit entgegengesetztem Vorzeichen), 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 durch die Kernladung (dh die Anzahl der Protonen und folglich die Anzahl der Elektronen).

Wie kann man die Ladung des Kerns eines Atoms eines Elements herausfinden? Der brillante heimische Chemiker D. I. Mendeleev, der das Periodengesetz entdeckt und eine nach ihm benannte Tabelle entwickelt hatte, gab uns die Gelegenheit dazu. Seine Entdeckung war der Kurve weit voraus. Als der Aufbau 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 Kerns eines Atoms eines bestimmten Elements. Zum Beispiel hat Sauerstoff eine Seriennummer von 8 bzw. die Ladung des Kerns des Sauerstoffatoms ist +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.

Kommen wir nun zur Masse.

Ein Proton ist eine Masseneinheit, ein Neutron ist auch eine Masseneinheit. Daher wird die Summe von Neutronen und Protonen im Kern genannt Massenzahl. (Die Elektronen beeinflussen die Masse in keiner Weise, da wir ihre Masse vernachlässigen und sie gleich Null betrachten).

Die atomare Masseneinheit (a.m.u.) ist eine spezielle physikalische Größe zur Bezeichnung kleiner Massen von Teilchen, 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 des gleichen Elements, die sich in der Anzahl der Neutronen (und damit Massenzahlen) unterscheiden, werden als Atome bezeichnet 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.

Nun ist die nächste vernünftige Frage: Warum, wenn die Anzahl der Neutronen und Protonen im Kern eine ganze Zahl ist, ihre Masse 1 amu beträgt, dann ist die Masse eines Atoms im Periodensystem eine gebrochene Zahl. Zum Beispiel für Schwefel: 32.066.

Antwort: ein Element hat mehrere Isotope, sie unterscheiden sich in Massenzahlen. Daher ist die Atommasse im Periodensystem der Mittelwert der Atommassen aller Isotope eines Elements unter Berücksichtigung ihres Vorkommens in der Natur. Diese im Periodensystem gegebene Masse wird genannt Relative Atommasse.

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

Die Struktur der Elektronenhülle.

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

Elektronische Umlaufbahn- der Raum um den Atomkern, wo die Wahrscheinlichkeit am größten ist, ein Elektron zu finden.

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

Ein Elektron ist ein Teilchen mit halbzahligem 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 Bindestrich. Das Elektron ist durch einen Pfeil gekennzeichnet: Der Pfeil nach oben ist ein Elektron mit positivem Spin +½, der Pfeil nach unten ↓ ist ein Elektron mit negativem Spin -½.

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

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

1. s orbital.

Das s-Orbital ist kugelförmig:

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 von drei p-Orbitalen 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 von fünf d-Orbitalen 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 von sieben f-Orbitalen gebildet.

Die Elektronenhülle eines Atoms ist wie ein Blätterteig. Es hat auch Schichten. Elektronen, die sich auf verschiedenen Schichten befinden, haben unterschiedliche Energien: auf kernnahen Schichten - weniger, auf kernfernen - mehr. Diese Schichten werden Energieniveaus genannt.

Füllung von Elektronenorbitalen.

Das erste Energieniveau hat nur die s-Unterebene:

Auf der zweiten Energieebene gibt es eine s-Unterebene und eine p-Unterebene erscheint:

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

Auf der vierten Energieebene kommt im Prinzip eine f-Unterebene hinzu. Aber im Schulkurs werden f-Orbitale nicht gefüllt, also können wir die f-Unterebene nicht darstellen:

Die Anzahl der Energieniveaus in einem Atom eines Elements ist Periodennummer. Beim Füllen von Elektronenorbitalen sollten die folgenden Prinzipien befolgt 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.

Zur Beschreibung der Struktur der Elektronenhülle 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 vakantes Orbital. Und jeder hat Spin +½ (Pfeil nach oben).

Und erst nachdem sich in jedem Unterebenenorbital ein Elektron befindet, wird das nächste Elektron gepaart – das heißt, es besetzt ein Orbital, das bereits ein Elektron hat:

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 NEXT-Energieschicht. Und wie wir wissen, versucht das Elektron, jene Position im Atom einzunehmen, wo seine Energie minimal sein wird.

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

Und erst nachdem die 3d-Unterebene vollständig gefüllt ist, wird die 4p-Unterebene gefüllt.

Genauso verhält es sich mit der 4. Energiestufe. 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 Punkt, eine Regel bezüglich der Füllung der d-Unterebene.

Dann gibt es ein Phänomen namens Versagen. Im Fehlerfall fällt buchstäblich ein Elektron aus der s-Unterebene der nächsten Energieebene 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, wenn Sie so wollen, Zustand.

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 charakteristisch für viele Atome. Dies muss beachtet werden, da die Anregung die Fähigkeit der Atome bestimmt, sich aneinander zu binden. Das Wichtigste, woran man sich erinnern sollte, ist die Bedingung, unter der eine Anregung auftreten 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 abgeben. Diese Teilchen haben eine Ladung, weil sie entweder "nicht genug" Elektronen oder ihren Überschuss haben. Positiv geladene Ionen werden genannt Kationen, negativ - Anionen.

Das Chloratom (hat keine Ladung) nimmt ein Elektron auf. Das Elektron hat eine Ladung von 1- (eins minus), bzw. es entsteht ein Teilchen mit negativer Überladung. 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 ohne negative Ladung, dh seine Ladung ist positiv. Lithiumkation:

Li 0 – 1e → Li +

Atome verwandeln sich in Ionen und nehmen eine solche Konfiguration an, dass das äußere Energieniveau "schön" wird, dh vollständig gefüllt. Diese Konfiguration ist die thermodynamisch stabilste, daher gibt es einen Grund dafür, dass sich Atome in Ionen verwandeln.

Und daher sind die Atome der Elemente der VIII-A-Gruppe (der achten Gruppe der Hauptuntergruppe), wie im nächsten Absatz angegeben, Edelgase, also chemisch inaktiv. Sie haben im Grundzustand folgende Struktur: Das äußere Energieniveau ist vollständig gefüllt. Andere Atome neigen sozusagen dazu, die Konfiguration dieser edelsten Gase anzunehmen, werden daher zu Ionen und gehen chemische Bindungen ein.

(Vorlesungsnotizen)

Die Struktur des Atoms. Einführung.

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

1. Die Struktur des Atoms und des Periodensystems der Elemente

DI. Mendelejew.

Kenntnis und Verständnis der Regelmäßigkeiten der Füllreihenfolge des Periodensystems der Elemente D.I. Mendeleev 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 Wechselwirkung mit einem anderen Element Elektronen abzugeben oder aufzunehmen,

4. die Art der chemischen Bindungen, die ein bestimmtes Element eingehen kann, wenn es mit anderen Elementen wechselwirkt, 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.

Ende des 19. und Anfang des 20. Jahrhunderts stellte man fest, 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 von Atomen wird durch die Summe der Massen von Protonen und Neutronen bestimmt, deren Anzahl gleich der Differenz zwischen der Masse von Atomen und ihrer Seriennummer im Periodensystem von D.I. Mendelejew.

1926 schlug Schrödinger vor, die Bewegung von Mikropartikeln im Atom eines Elements mit der von ihm abgeleiteten Wellengleichung zu beschreiben. Bei der Lösung der Schrödinger-Wellengleichung für das Wasserstoffatom treten drei ganzzahlige Quantenzahlen auf: n, ℓ und m ℓ , die den Zustand eines Elektrons im dreidimensionalen Raum im Zentralfeld des Kerns charakterisieren. Quantenzahlen n, ℓ und m ℓ ganzzahlige Werte annehmen. Durch drei Quantenzahlen definierte Wellenfunktion n, ℓ und m ℓ und als Ergebnis der Lösung der Schrödinger-Gleichung erhalten wird als Orbital bezeichnet. Ein Orbital ist ein Raumbereich, in dem sich ein Elektron am ehesten aufhält. Zugehörigkeit zu einem Atom eines chemischen Elements. So 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… Sie charakterisiert die Energie der elektronischen Libelle und die Größe der elektronischen „Wolke“. Charakteristisch ist, dass die Nummer der Hauptquantenzahl mit der Nummer der Periode zusammenfällt, in der sich das gegebene Element befindet.

Azimutale oder orbitale Quantenzahlℓ kann ganzzahlige Werte annehmen ℓ = 0….bis n – 1 und bestimmt den Moment der Elektronenbewegung, d.h. orbitale Form. Für verschiedene Zahlenwerte von ℓ wird 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 Spinzahl ℓ = 4.

Magnetische Quantenzahlm ℓ charakterisiert die räumliche Anordnung von Elektronenorbitalen 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 als p-Orbitale bezeichnet. Da m ℓ in diesem Fall drei verschiedene Werte hat, hat das Atom drei energetisch äquivalente p-Orbitale (die Hauptquantenzahl für sie ist dieselbe und kann den Wert n = 2,3,4,5,6 oder 7 haben) . p-Orbitale sind axialsymmetrisch und haben die Form von dreidimensionalen Achten, die entlang der x-, y- und z-Achse in einem äußeren Feld orientiert 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

Außerdem 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 Quant m s Spinquantenzahl genannt, 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 magnetischen Spinquantenzahl (s) bestimmt, die für ein Elektron gilt ½ , also für ein Elektron nach den Quantisierungsregeln m s = ± ½. In dieser Hinsicht sollte man zu der Menge der drei Quantenzahlen die Quantenzahl hinzufügen m s . Wir betonen noch einmal, dass vier Quantenzahlen die Reihenfolge bestimmen, in der Mendelejews Periodensystem der Elemente aufgebaut ist, und erklären, warum es in der ersten Periode nur zwei Elemente gibt, in der zweiten und dritten acht, in der vierten 18 und so weiter Um die Struktur der Multielektronen von Atomen zu erklären, die Reihenfolge der Füllung elektronischer Niveaus, wenn die positive Ladung eines Atoms zunimmt, reicht es nicht aus, eine Vorstellung von den vier Quantenzahlen zu haben, die das Verhalten von Elektronen "beherrschen". Füllen elektronischer Orbitale, aber Sie müssen einige einfachere Regeln kennen, nämlich Pauli-Prinzip, Gund-Regel und Klechkovsky-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 im Prinzip in jedes Atomorbital platziert werden kann. Zwei Elektronen können sich nur dann im selben Atomorbital befinden, wenn sie unterschiedliche Spinquantenzahlen haben.

Beim Auffüllen 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 gleichen Spins.

Beim Füllen von Subshells (p, d, f) muss der Absolutwert der Summe der Spins maximal sein.

Klechkovskys Regel. 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 Unterniveauenergie wird durch die Summe der Quantenzahlen bestimmtn + ℓ = E .

Klechkovskys erste Regel: Füllen Sie zuerst die Unterebenen für dien + ℓ = E minimal.

Klechkovskys zweite Regel: bei Gleichberechtigungn + ℓ für mehrere Unterebenen, die Unterebene für dien minimal .

Derzeit sind 109 Elemente bekannt.

2. Ionisationsenergie, Elektronenaffinität und Elektronegativität.

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

Elektronenaffinität (SE) ist die Energieänderung, die die Anlagerung eines Elektrons an ein isoliertes Atom mit der Bildung eines negativen Ions bei 0 K begleitet: 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 von zwei Elektronen besetzt ist. SE hängt stark von ihrer orbitalen elektronischen Konfiguration ab.

Änderungen in EI und SE korrelieren mit Änderungen in vielen Eigenschaften von Elementen und ihren Verbindungen, was verwendet wird, um diese Eigenschaften aus den Werten von EI und SE vorherzusagen. 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 einer Zunahme der Anzahl der Elektronenschichten verbunden ist und die gut mit einer Zunahme der korreliert Reduktionskraft 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 Ionisationsenergie (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						Ös

χ - Pauling-Elektronegativität

r- Atomradius, (aus "Labor- und Seminarklassen in allgemeiner und anorganischer Chemie", N.S. Akhmetov, M.K. Azizova, L.I. Badygina)

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 Objekte und Organismen bestehen. Und wenn im XVII-XVIII Jahrhundert. Chemiker waren sich sicher, dass das Atom ein unteilbares Elementarteilchen ist, dann gelang es ihnen um die Wende vom 19. zum 20. Jahrhundert experimentell zu beweisen, dass das Atom nicht unteilbar ist.

Ein Atom, ein mikroskopisch kleines Materieteilchen, 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 etwa 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 chemische Element des Periodensystems, dessen Kern 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.

Atom-Modelle

Wissenschaftler haben lange versucht, die Natur des Atoms zu verstehen. Schon früh leistete der antike griechische Philosoph Demokrit einen großen Beitrag. Obwohl uns seine Theorie heute banal und zu einfach erscheint, wurde seine Theorie der Materiestücke zu einer Zeit, als der Begriff der Elementarteilchen gerade erst aufkam, sehr ernst genommen. Demokrit glaubte, dass die Eigenschaften jeder Substanz von der Form, Masse und anderen Eigenschaften von Atomen abhängen. So glaubte er zum Beispiel, dass es in der Nähe von Feuer scharfe Atome gibt - daher brennt Feuer; Wasser hat glatte Atome, also kann es fließen; in festen Objekten waren seiner Ansicht nach die Atome rau.

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

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 Elektronen mit negativer Ladung 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 zu Ringen vereint und kreisen um einen positiv geladenen Kern. Diese Theorie stellte sich als falsch heraus.

1911 kam E. Rutherford nach einer Reihe von Experimenten zu dem Schluss, dass das Atom in seiner Struktur dem Planetensystem ähnlich ist. Schließlich bewegen sich Elektronen wie Planeten in Umlaufbahnen 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, das 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.

Das weitere Studium des Atoms führte zur Schaffung eines solchen 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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