Chemikalien sind die Dinge, die die Welt um uns herum ausmachen.
Die Eigenschaften jeder chemischen Substanz werden in zwei Typen unterteilt: Chemische, die ihre Fähigkeit zur Bildung anderer Substanzen charakterisieren, und physikalische, die objektiv beobachtet werden und isoliert von chemischen Umwandlungen betrachtet werden können. Die physikalischen Eigenschaften eines Stoffes sind also beispielsweise sein Aggregatzustand (fest, flüssig oder gasförmig), Wärmeleitfähigkeit, Wärmekapazität, Löslichkeit in verschiedenen Medien (Wasser, Alkohol etc.), Dichte, Farbe, Geschmack etc .
Die Umwandlung einiger chemischer Substanzen in andere Substanzen wird als chemische Phänomene oder chemische Reaktionen bezeichnet. Es sei darauf hingewiesen, dass es auch physikalische Phänomene gibt, die offensichtlich mit einer Änderung irgendwelcher physikalischer Eigenschaften eines Stoffes einhergehen, ohne dass er sich in andere Stoffe umwandelt. Physikalische Phänomene sind beispielsweise das Schmelzen von Eis, das Gefrieren oder Verdampfen von Wasser usw.
Die Tatsache, dass während eines beliebigen Prozesses ein chemisches Phänomen stattfindet, kann durch Beobachtung der charakteristischen Anzeichen chemischer Reaktionen, wie z. B. Farbänderung, Niederschlagsbildung, Gasentwicklung, Wärme- und/oder Lichtentwicklung, gefolgert werden.
So lässt sich beispielsweise ein Rückschluss auf den Ablauf chemischer Reaktionen ziehen, indem man beobachtet:
Die Bildung von Sedimenten beim Kochen von Wasser, im Alltag Kesselstein genannt;
Die Freisetzung von Wärme und Licht beim Brennen eines Feuers;
Ändern der Farbe einer Scheibe eines frischen Apfels in der Luft;
Die Bildung von Gasblasen während der Gärung von Teig usw.
Die kleinsten Materieteilchen, die sich bei chemischen Reaktionen praktisch nicht verändern, sondern nur auf neue Weise miteinander verbunden werden, nennt man Atome.
Die Idee der Existenz solcher Materieeinheiten entstand bereits im antiken Griechenland in den Köpfen der antiken Philosophen, was eigentlich den Ursprung des Begriffs "Atom" erklärt, da "atomos" wörtlich übersetzt aus dem Griechischen "unteilbar" bedeutet.
Entgegen der Vorstellung der antiken griechischen Philosophen sind Atome jedoch nicht das absolute Minimum der Materie, d.h. selbst haben eine komplexe Struktur.
Jedes Atom besteht aus den sogenannten subatomaren Teilchen – Protonen, Neutronen und Elektronen, die jeweils mit den Symbolen p + , n o und e – bezeichnet werden. Der hochgestellte Index in der verwendeten Notation zeigt an, dass das Proton eine positive Einheitsladung hat, das Elektron eine negative Einheitsladung hat und das Neutron keine Ladung hat.
Was die qualitative Struktur des Atoms betrifft, so hat jedes Atom alle Protonen und Neutronen, die im sogenannten Kern konzentriert sind, um den herum die Elektronen eine Elektronenhülle bilden.
Proton und Neutron haben praktisch die gleiche Masse, d.h. m p ≈ m n , und die Elektronenmasse ist fast 2000-mal kleiner als die Masse von jedem von ihnen, d.h. m p / me e ≈ m n / me e ≈ 2000.
Da die grundlegende Eigenschaft eines Atoms seine elektrische Neutralität ist und die Ladung eines Elektrons gleich der Ladung eines Protons ist, kann daraus geschlossen werden, dass die Anzahl der Elektronen in jedem Atom gleich der Anzahl der Protonen ist.
So zeigt beispielsweise die folgende Tabelle die mögliche Zusammensetzung von Atomen:
Die Art der Atome mit gleicher Kernladung, d.h. mit der gleichen Anzahl an Protonen im Kern nennt man ein chemisches Element. Aus der obigen Tabelle können wir also schließen, dass Atom1 und Atom2 zu einem chemischen Element gehören und Atom3 und Atom4 zu einem anderen chemischen Element gehören.
Jedes chemische Element hat seinen eigenen Namen und ein individuelles Symbol, das auf eine bestimmte Weise gelesen wird. So trägt beispielsweise das einfachste chemische Element, dessen Atome nur ein Proton im Kern enthalten, den Namen „Wasserstoff“ und wird mit dem Symbol „H“, das als „Asche“ gelesen wird, und dem chemischen Element bezeichnet mit einer Kernladung von +7 (d.h. mit 7 Protonen) - "Stickstoff", hat das Symbol "N", das als "en" gelesen wird.
Wie Sie der obigen Tabelle entnehmen können, können sich die Atome eines chemischen Elements in der Anzahl der Neutronen in den Kernen unterscheiden.
Atome, die zum gleichen chemischen Element gehören, aber eine unterschiedliche Anzahl von Neutronen und damit eine unterschiedliche Masse haben, werden Isotope genannt.
So hat beispielsweise das chemische Element Wasserstoff drei Isotope - 1 H, 2 H und 3 H. Die Indizes 1, 2 und 3 über dem H-Symbol bedeuten die Gesamtzahl der Neutronen und Protonen. Diese. Wenn wir wissen, dass Wasserstoff ein chemisches Element ist, das dadurch gekennzeichnet ist, dass sich in den Kernen seiner Atome ein Proton befindet, können wir daraus schließen, dass es im 1 H-Isotop (1-1 = 0) überhaupt keine Neutronen gibt, in das 2 H-Isotop - 1 Neutron (2-1=1) und im Isotop 3 H - zwei Neutronen (3-1=2). Da, wie bereits erwähnt, ein Neutron und ein Proton die gleiche Masse haben und die Masse eines Elektrons dagegen vernachlässigbar ist, bedeutet dies, dass das 2 H-Isotop fast doppelt so schwer ist wie das 1 H-Isotop und das 3 H Isotop ist sogar dreimal so schwer. . Im Zusammenhang mit einer so großen Verbreitung der Massen von Wasserstoffisotopen erhielten die 2 H- und 3 H-Isotope sogar getrennte individuelle Namen und Symbole, was für kein anderes chemisches Element typisch ist. Das 2 H-Isotop wurde Deuterium genannt und erhielt das Symbol D, und das 3 H-Isotop erhielt den Namen Tritium und erhielt das Symbol T.
Wenn wir die Masse des Protons und des Neutrons als Einheit nehmen und die Masse des Elektrons vernachlässigen, kann der Index oben links zusätzlich zur Gesamtzahl der Protonen und Neutronen im Atom als seine Masse betrachtet werden, und Daher wird dieser Index als Massenzahl bezeichnet und mit dem Symbol A bezeichnet. Da die Ladung des Kerns aller Protonen dem Atom entspricht und die Ladung jedes Protons bedingt als gleich +1 angesehen wird, ist die Anzahl der Protonen in der Kern wird als Ladungszahl (Z) bezeichnet. Bezeichnet man die Anzahl der Neutronen in einem Atom mit dem Buchstaben N, lässt sich mathematisch die Beziehung zwischen Massenzahl, Ladungszahl und Neutronenzahl wie folgt ausdrücken:
Nach modernen Vorstellungen hat das Elektron eine duale (Teilchenwellen-)Natur. Es hat sowohl die Eigenschaften eines Teilchens als auch einer Welle. Wie ein Teilchen hat ein Elektron eine Masse und eine Ladung, aber gleichzeitig ist der Elektronenfluss wie eine Welle durch die Fähigkeit zur Beugung gekennzeichnet.
Um den Zustand eines Elektrons in einem Atom zu beschreiben, werden die Konzepte der Quantenmechanik verwendet, wonach das Elektron keine bestimmte Bewegungsbahn hat und sich an jedem Punkt im Raum befinden kann, jedoch mit unterschiedlichen Wahrscheinlichkeiten.
Der Raumbereich um den Kern, in dem sich am ehesten ein Elektron aufhält, wird als Atomorbital bezeichnet.
Ein Atomorbital kann eine andere Form, Größe und Ausrichtung haben. Ein Atomorbital wird auch als Elektronenwolke bezeichnet.
Grafisch wird ein Atomorbital normalerweise als quadratische Zelle bezeichnet:
Die Quantenmechanik hat einen äußerst komplexen mathematischen Apparat, daher werden im Rahmen eines Schulchemiekurses nur die Konsequenzen der quantenmechanischen Theorie betrachtet.
Nach diesen Konsequenzen ist jedes Atomorbital und ein darauf befindliches Elektron vollständig durch 4 Quantenzahlen charakterisiert.
- Die Hauptquantenzahl - n - bestimmt die Gesamtenergie eines Elektrons in einem bestimmten Orbital. Der Wertebereich der Hauptquantenzahl sind alle natürlichen Zahlen, d.h. n = 1,2,3,4, 5 usw.
- Die Orbitalquantenzahl - l - charakterisiert die Form des Atomorbitals und kann beliebige ganzzahlige Werte von 0 bis n-1 annehmen, wobei n, wie Sie sich erinnern, die Hauptquantenzahl ist.
Orbitale mit l = 0 werden aufgerufen s-Orbitale. s-Orbitale sind kugelförmig und haben keine Richtung im Raum:
Orbitale mit l = 1 werden aufgerufen p-Orbitale. Diese Orbitale haben die Form einer dreidimensionalen Acht, d.h. die Form, die durch Drehen der Acht um die Symmetrieachse erhalten wird und äußerlich einer Hantel ähnelt:
Orbitale mit l = 2 werden aufgerufen d-Orbitale, und mit l = 3 – f-Orbitale. Ihre Struktur ist viel komplexer.
3) Magnetische Quantenzahl - ml - bestimmt die räumliche Orientierung eines bestimmten Atomorbitals und drückt die Projektion des Bahndrehimpulses auf die Richtung des Magnetfeldes aus. Die magnetische Quantenzahl ml entspricht der Orientierung des Orbitals relativ zur Richtung des äußeren Magnetfeldstärkevektors und kann beliebige ganzzahlige Werte von –l bis +l einschließlich 0 annehmen, d.h. die Gesamtzahl der möglichen Werte ist (2l+1). Also zum Beispiel bei l = 0 m l = 0 (ein Wert), bei l = 1 m l = -1, 0, +1 (drei Werte), bei l = 2 m l = -2, -1, 0, + 1 , +2 (fünf Werte der magnetischen Quantenzahl) usw.
Also zum Beispiel p-Orbitale, d.h. Orbitale mit einer Orbitalquantenzahl l = 1, die die Form einer „dreidimensionalen Acht“ haben, entsprechen drei Werten der magnetischen Quantenzahl (-1, 0, +1), die wiederum entsprechen in drei senkrecht zueinander stehende Raumrichtungen.
4) Die Spinquantenzahl (oder einfach Spin) - m s - kann bedingt für die Drehrichtung eines Elektrons in einem Atom verantwortlich gemacht werden, sie kann Werte annehmen. Elektronen mit unterschiedlichen Spins sind durch vertikale Pfeile gekennzeichnet, die in unterschiedliche Richtungen zeigen: ↓ und .
Die Menge aller Orbitale in einem Atom, die den gleichen Wert der Hauptquantenzahl haben, wird als Energieniveau oder Elektronenhülle bezeichnet. Jedes beliebige Energieniveau mit einer Anzahl n besteht aus n 2 Orbitalen.
Die Menge der Orbitale mit den gleichen Werten der Hauptquantenzahl und der Orbitalquantenzahl ist eine Energieunterebene.
Jedes Energieniveau, das der Hauptquantenzahl n entspricht, enthält n Unterniveaus. Jedes Energieunterniveau mit einer Orbitalquantenzahl l besteht wiederum aus (2l+1) Orbitalen. Somit besteht die s-Unterschicht aus einem s-Orbital, die p-Unterschicht aus drei p-Orbitalen, die d-Unterschicht aus fünf d-Orbitalen und die f-Unterschicht aus sieben f-Orbitalen. Da, wie bereits erwähnt, oft ein Atomorbital durch eine quadratische Zelle bezeichnet wird, lassen sich die s-, p-, d- und f-Unterebenen wie folgt grafisch darstellen:
Jedes Orbital entspricht einem einzelnen streng definierten Satz von drei Quantenzahlen n, l und m l .
Die Verteilung von Elektronen in Orbitalen wird als Elektronenkonfiguration bezeichnet.
Die Füllung von Atomorbitalen mit Elektronen erfolgt unter drei Bedingungen:
- Das Prinzip der minimalen Energie: Elektronen füllen Orbitale ausgehend von der niedrigsten Energieebene. Die Reihenfolge der Unterebenen in der Reihenfolge zunehmender Energie ist wie folgt: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;
Um sich diese Reihenfolge des Füllens elektronischer Unterebenen leichter merken zu können, ist folgende grafische Darstellung sehr praktisch:
- Pauli-Prinzip: Jedes Orbital kann höchstens zwei Elektronen aufnehmen.
Wenn sich ein Elektron im Orbital befindet, wird es als ungepaart bezeichnet, und wenn es zwei gibt, werden sie als Elektronenpaar bezeichnet.
- Hundsche Regel: Der stabilste Zustand eines Atoms ist derjenige, in dem das Atom innerhalb einer Unterebene die maximal mögliche Anzahl ungepaarter Elektronen hat. Dieser stabilste Zustand des Atoms wird Grundzustand genannt.
Tatsächlich bedeutet das Obige, dass beispielsweise die Platzierung des 1., 2., 3. und 4. Elektrons auf drei Orbitalen der p-Unterebene wie folgt durchgeführt wird:
Die Füllung der Atomorbitale von Wasserstoff mit der Ladungszahl 1 bis Krypton (Kr) mit der Ladungszahl 36 wird wie folgt durchgeführt:
Eine ähnliche Darstellung der Reihenfolge, in der Atomorbitale gefüllt werden, wird als Energiediagramm bezeichnet. Anhand der elektronischen Diagramme einzelner Elemente können Sie deren sogenannte elektronische Formeln (Konfigurationen) aufschreiben. Also zum Beispiel ein Element mit 15 Protonen und daraus resultierend 15 Elektronen, also Phosphor (P) hat das folgende Energiediagramm:
Wenn es in eine elektronische Formel übersetzt wird, nimmt das Phosphoratom die Form an:
15 P = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3
Zahlen in normaler Größe links vom Symbol der Unterebene zeigen die Nummer des Energieniveaus, und hochgestellte Zahlen rechts vom Symbol der Unterebene zeigen die Anzahl der Elektronen in der entsprechenden Unterebene.
Unten sind die elektronischen Formeln der ersten 36 Elemente von D.I. Mendelejew.
| Zeitraum | Art.-Nr. | Symbol | Titel | elektronische Formel |
| ich | 1 | H | Wasserstoff | 1s 1 |
| 2 | Er | Helium | 1s2 | |
| II | 3 | Li | Lithium | 1s2 2s1 |
| 4 | Sei | Beryllium | 1s2 2s2 | |
| 5 | B | Bor | 1s 2 2s 2 2p 1 | |
| 6 | C | Kohlenstoff | 1s 2 2s 2 2p 2 | |
| 7 | N | Stickstoff- | 1s 2 2s 2 2p 3 | |
| 8 | Ö | Sauerstoff | 1s 2 2s 2 2p 4 | |
| 9 | F | Fluor | 1s 2 2s 2 2p 5 | |
| 10 | Nein | Neon- | 1s 2 2s 2 2p 6 | |
| III | 11 | N / A | Natrium | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 |
| 12 | mg | Magnesium | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 | |
| 13 | Al | Aluminium | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 | |
| 14 | Si | Silizium | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 | |
| 15 | P | Phosphor | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 | |
| 16 | S | Schwefel | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 | |
| 17 | Kl | Chlor | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 | |
| 18 | Ar | Argon | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 | |
| IV | 19 | K | Kalium | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 |
| 20 | Ca | Kalzium | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 | |
| 21 | sc | Scandium | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 | |
| 22 | Ti | Titan | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2 | |
| 23 | v | Vanadium | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3 | |
| 24 | Kr | Chrom | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 s auf der d Unterebene | |
| 25 | Mn | Mangan | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 | |
| 26 | Fe | Eisen | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 | |
| 27 | co | Kobalt | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7 | |
| 28 | Ni | Nickel | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8 | |
| 29 | Cu | Kupfer | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 s auf der d Unterebene | |
| 30 | Zn | Zink | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 | |
| 31 | Ga | Gallium | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1 | |
| 32 | Ge | Germanium | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2 | |
| 33 | Wie | Arsen | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3 | |
| 34 | Se | Selen | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4 | |
| 35 | Br | Brom | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5 | |
| 36 | kr | Krypton | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 |
Wie bereits erwähnt, sind Elektronen in Atomorbitalen in ihrem Grundzustand nach dem Prinzip der geringsten Energie angeordnet. Nichtsdestotrotz kann das Atom in Gegenwart leerer p-Orbitale im Grundzustand eines Atoms oft in den sogenannten angeregten Zustand überführt werden, wenn ihm überschüssige Energie verliehen wird. So hat zum Beispiel ein Boratom in seinem Grundzustand eine elektronische Konfiguration und ein Energiediagramm der folgenden Form:
5 B = 1s 2 2s 2 2p 1
Und im angeregten Zustand (*), d.h. Wenn dem Boratom etwas Energie zugeführt wird, sehen seine elektronische Konfiguration und sein Energiediagramm wie folgt aus:
5 B* = 1s 2 2s 1 2p 2
Je nachdem, welche Unterebene im Atom zuletzt gefüllt wird, werden chemische Elemente in s, p, d oder f eingeteilt.
Auffinden von s-, p-, d- und f-Elementen in der Tabelle D.I. Mendelejew:
- s-Elemente haben die letzte zu füllende s-Unterebene. Zu diesen Elementen gehören Elemente der Hauptuntergruppen (links in der Tabellenzelle) der Gruppen I und II.
- Für p-Elemente wird die p-Unterebene gefüllt. Die p-Elemente umfassen die letzten sechs Elemente jeder Periode, mit Ausnahme der ersten und siebten, sowie Elemente der Hauptuntergruppen der III-VIII-Gruppen.
- d-Elemente befinden sich in großen Perioden zwischen s- und p-Elementen.
- Die f-Elemente heißen Lanthanide und Actinide. Sie werden am Ende der Tabelle von D.I. Mendelejew.
Atom(vom griechischen Atomos - unteilbar) - ein einkerniges, chemisch unteilbares Teilchen eines chemischen Elements, Träger der Eigenschaften einer Substanz. Stoffe bestehen aus Atomen. Das Atom selbst besteht aus einem positiv geladenen Kern und einer negativ geladenen Elektronenwolke. Im Allgemeinen ist das Atom elektrisch neutral. Die Größe eines Atoms wird vollständig durch die Größe seiner Elektronenwolke bestimmt, da die Größe des Kerns im Vergleich zur Größe der Elektronenwolke vernachlässigbar ist. Der Kern besteht aus Z positiv geladene Protonen (Protonenladung entspricht +1 in willkürlichen Einheiten) und N Neutronen, die keine Ladung tragen (die Anzahl der Neutronen kann gleich oder etwas größer oder kleiner als die der Protonen sein). Protonen und Neutronen werden Nukleonen genannt, also Teilchen des Kerns. Somit wird die Ladung des Kerns nur durch die Anzahl der Protonen bestimmt und ist gleich der Seriennummer des Elements im Periodensystem. Die positive Ladung des Kerns wird durch negativ geladene Elektronen (Elektronenladung -1 in willkürlichen Einheiten) kompensiert, die eine Elektronenwolke bilden. Die Anzahl der Elektronen ist gleich der Anzahl der Protonen. Die Massen von Protonen und Neutronen sind gleich (1 bzw. 1 amu). Die Masse eines Atoms wird hauptsächlich durch die Masse seines Kerns bestimmt, da die Masse eines Elektrons etwa 1836-mal geringer ist als die Masse eines Protons und eines Neutrons und bei Berechnungen selten berücksichtigt wird. Die genaue Anzahl der Neutronen ergibt sich aus der Differenz zwischen der Masse eines Atoms und der Anzahl der Protonen ( N=EIN-Z). Als Nuklid wird die Art der Atome eines beliebigen chemischen Elements bezeichnet, deren Kern aus einer genau definierten Anzahl von Protonen (Z) und Neutronen (N) besteht (dies können entweder unterschiedliche Elemente mit gleicher Gesamtzahl an Nukleonen (Isobaren) oder Neutronen sein (Isotone) oder ein chemisches Element - eine Anzahl von Protonen, aber eine andere Anzahl von Neutronen (Isomere)).
Da fast die gesamte Masse im Kern eines Atoms konzentriert ist, seine Abmessungen jedoch im Vergleich zum Gesamtvolumen des Atoms vernachlässigbar sind, wird der Kern bedingt als ein materieller Punkt angesehen, der im Zentrum des Atoms ruht, und das Atom selbst ist es als Elektronensystem betrachtet. Bei einer chemischen Reaktion ist der Kern eines Atoms (außer bei Kernreaktionen) nicht betroffen, ebenso wie die inneren elektronischen Niveaus, sondern es sind nur die Elektronen der äußeren Elektronenhülle beteiligt. Aus diesem Grund ist es notwendig, die Eigenschaften eines Elektrons und die Regeln für die Bildung von Elektronenhüllen von Atomen zu kennen.
Elektroneneigenschaften
Vor dem Studium der Eigenschaften des Elektrons und der Regeln für die Bildung elektronischer Niveaus ist es notwendig, die Geschichte der Ideenbildung über die Struktur des Atoms zu berühren. Wir werden nicht die vollständige Geschichte der Bildung der Atomstruktur betrachten, sondern nur auf die relevantesten und "richtigsten" Ideen eingehen, die am deutlichsten zeigen können, wie sich die Elektronen im Atom befinden. Das Vorhandensein von Atomen als elementare Bestandteile der Materie wurde zuerst von den antiken griechischen Philosophen vorgeschlagen (wenn ein Körper beginnt, sich in zwei Hälften zu teilen, halb in zwei Hälften usw., dann wird dieser Prozess nicht unendlich weitergehen können; wir werden aufhören bei einem Teilchen, das wir nicht mehr teilen können - dies und dort wird ein Atom sein). Danach durchlief die Geschichte der Struktur des Atoms einen schwierigen Weg und verschiedene Ideen, wie die Unteilbarkeit des Atoms, das Thomson-Modell des Atoms und andere. Das von Ernest Rutherford 1911 vorgeschlagene Atommodell erwies sich als am nächsten. Er verglich das Atom mit dem Sonnensystem, wo der Kern des Atoms als Sonne fungierte und die Elektronen sich wie Planeten um ihn herum bewegten. Das Platzieren von Elektronen in stationären Umlaufbahnen war ein sehr wichtiger Schritt zum Verständnis der Struktur des Atoms. Ein solches planetarisches Modell der Struktur des Atoms stand jedoch im Widerspruch zur klassischen Mechanik. Tatsache ist, dass ein Elektron, wenn es sich in der Umlaufbahn bewegte, potentielle Energie verlieren und schließlich auf den Kern "fallen" musste, und das Atom musste aufhören zu existieren. Ein solches Paradoxon wurde durch die Einführung von Postulaten durch Niels Bohr beseitigt. Nach diesen Postulaten bewegte sich das Elektron auf stationären Bahnen um den Kern und nahm unter normalen Bedingungen keine Energie auf oder gab sie ab. Die Postulate zeigen, dass die Gesetze der klassischen Mechanik nicht geeignet sind, das Atom zu beschreiben. Dieses Modell des Atoms wird Bohr-Rutherford-Modell genannt. Die Fortsetzung der planetarischen Struktur des Atoms ist das quantenmechanische Modell des Atoms, nach dem wir das Elektron betrachten werden.
Ein Elektron ist ein Quasi-Teilchen, das Welle-Teilchen-Dualität zeigt: Es ist gleichzeitig Teilchen (Korpuskel) und Welle. Zu den Eigenschaften eines Teilchens gehören die Masse eines Elektrons und seine Ladung sowie die Welleneigenschaften – die Fähigkeit zur Beugung und Interferenz. Der Zusammenhang zwischen Wellen- und Korpuskulareigenschaften eines Elektrons spiegelt sich in der De-Broglie-Gleichung wider:
λ = h m v , (\displaystyle \lambda =(\frac (h)(mv)),)wo λ (\displaystyle \lambda)
- Wellenlänge, - Teilchenmasse, - Teilchengeschwindigkeit, - Plancksche Konstante = 6,63 · 10 -34 J s.
Für ein Elektron ist es unmöglich, die Flugbahn seiner Bewegung zu berechnen, wir können nur über die Wahrscheinlichkeit sprechen, ein Elektron an der einen oder anderen Stelle um den Kern herum zu finden. Aus diesem Grund sprechen sie nicht von den Bahnen des Elektrons um den Kern, sondern von den Orbitalen - dem Raum um den Kern, in dem Wahrscheinlichkeit ein Elektron zu finden übersteigt 95%. Für ein Elektron ist es unmöglich, sowohl die Koordinate als auch die Geschwindigkeit gleichzeitig genau zu messen (Heisenbergsche Unschärferelation).
Δ x ∗ m ∗ Δ v > ℏ 2 (\displaystyle \Delta x*m*\Delta v>(\frac (\hbar )(2)))wo ∆ x (\displaystyle \Delta x)
- Unsicherheit der Elektronenkoordinate, ∆ v (\displaystyle \Delta v)
- Geschwindigkeitsmessfehler, ħ=h/2π=1,05 · 10 -34 J s
Je genauer wir die Koordinate des Elektrons messen, desto größer ist der Fehler bei der Messung seiner Geschwindigkeit, und umgekehrt: Je genauer wir die Geschwindigkeit des Elektrons kennen, desto größer ist die Unsicherheit seiner Koordinate.
Das Vorhandensein von Welleneigenschaften eines Elektrons ermöglicht es uns, die Schrödinger-Wellengleichung darauf anzuwenden.
∂ 2 Ψ ∂ x 2 + ∂ 2 Ψ ∂ y 2 + ∂ 2 Ψ ∂ z 2 + 8 π 2 m h (E − V) Ψ = 0 (\displaystyle (\frac ((\partial )^(2)\Psi )(\partial x^(2)))+(\frac ((\partial )^(2)\Psi )(\partial y^(2)))+(\frac ((\partial )^(2) \Psi )(\partial z^(2)))+(\frac (8(\pi ^(2))m)(h))\left(E-V\right)\Psi =0)
wo ist die Gesamtenergie des Elektrons, die potentielle Energie des Elektrons, die physikalische Bedeutung der Funktion Ψ (\displaystyle\psi)
- Quadratwurzel der Wahrscheinlichkeit, ein Elektron im Raum mit Koordinaten zu finden x, j und z(der Kern gilt als Ursprung).
Die vorgestellte Gleichung ist für ein Einelektronensystem geschrieben. Für Systeme, die mehr als ein Elektron enthalten, bleibt das Beschreibungsprinzip dasselbe, aber die Gleichung nimmt eine komplexere Form an. Die grafische Lösung der Schrödinger-Gleichung ist die Geometrie der Atomorbitale. Das s-Orbital hat also die Form einer Kugel, das p-Orbital hat die Form einer Acht mit einem "Knoten" am Ursprung (auf dem Kern, wo die Wahrscheinlichkeit, ein Elektron zu finden, gegen Null geht).
Im Rahmen der modernen quantenmechanischen Theorie wird ein Elektron durch eine Reihe von Quantenzahlen beschrieben: n
, l
, m l
, s
und Frau
. Nach dem Pauli-Prinzip kann ein Atom nicht zwei Elektronen mit einem völlig identischen Satz aller Quantenzahlen haben.
Hauptquantenzahl n
bestimmt das Energieniveau eines Elektrons, dh auf welchem elektronischen Niveau sich das gegebene Elektron befindet. Die Hauptquantenzahl kann nur ganzzahlige Werte größer 0 annehmen: n
=1;2;3... Maximalwert n
für ein bestimmtes Atom eines Elements entspricht die Nummer der Periode, in der sich das Element im Periodensystem von D. I. Mendeleev befindet.
Orbitale (zusätzliche) Quantenzahl l
bestimmt die Geometrie der Elektronenwolke. Kann ganzzahlige Werte von 0 bis annehmen n
-eines. Für die Werte der zusätzlichen Quantenzahl l
Buchstabenbezeichnung verwendet:
| Bedeutung l | 0 | 1 | 2 | 3 | 4 |
|---|---|---|---|---|---|
| Buchstabenbezeichnung | s | p | d | f | g |
Das S-Orbital ist kugelförmig, das P-Orbital ist eine Acht. Die restlichen Orbitale haben eine sehr komplexe Struktur, wie das in der Abbildung gezeigte d-Orbital.
Elektronen in Niveaus und Orbitalen sind nicht zufällig angeordnet, sondern gemäß der Klechkovsky-Regel, wonach das Auffüllen von Elektronen nach dem Prinzip der geringsten Energie erfolgt, also in aufsteigender Reihenfolge der Summe der Haupt- und Orbitalquantenzahlen n +l . Für den Fall, dass die Summe für die beiden Füllmöglichkeiten gleich ist, wird zunächst die niedrigste Energiestufe gefüllt (Beispiel: wann n =3 ein l =2 und n =4 ein l =1 füllt zunächst Ebene 3). Magnetische Quantenzahl m l bestimmt die Lage des Orbitals im Raum und kann einen ganzzahligen Wert annehmen -l Vor +l , einschließlich 0. Für das s-Orbital ist nur ein Wert möglich m l =0. Für das p-Orbital gibt es bereits drei Werte -1, 0 und +1, das heißt, das p-Orbital kann entlang dreier Koordinatenachsen x, y und z lokalisiert werden.
Anordnung der Orbitale in Abhängigkeit vom Wert m l
Das Elektron hat einen eigenen Drehimpuls – den Spin, bezeichnet mit der Quantenzahl s . Der Elektronenspin ist ein konstanter Wert und gleich 1/2. Das Phänomen des Spins lässt sich bedingt als Bewegung um die eigene Achse darstellen. Anfangs wurde der Elektronenspin mit der Bewegung des Planeten um seine eigene Achse gleichgesetzt, doch ein solcher Vergleich ist falsch. Der Spin ist ein reines Quantenphänomen, das keine Entsprechungen in der klassischen Mechanik hat.
Atom- das kleinste Teilchen eines Stoffes, der chemisch unteilbar ist. Im 20. Jahrhundert wurde die komplexe Struktur des Atoms aufgeklärt. Atome bestehen aus positiv geladenen Teilchen Kerne und eine Hülle, die durch negativ geladene Elektronen gebildet wird. Die Gesamtladung eines freien Atoms ist Null, da die Ladungen des Kerns und Elektronenhülle gleichen sich gegenseitig aus. In diesem Fall ist die Ladung des Kerns gleich der Nummer des Elements im Periodensystem ( Ordnungszahl) und ist gleich der Gesamtzahl der Elektronen (Elektronenladung ist −1).
Der Atomkern besteht aus positiv geladenen Teilchen Protonen und neutrale Teilchen - Neutronen die keine Gebühr haben. Die verallgemeinerten Eigenschaften von Elementarteilchen in der Zusammensetzung eines Atoms können in Form einer Tabelle dargestellt werden:
Die Anzahl der Protonen ist gleich der Ladung des Kerns, also gleich der Ordnungszahl. Um die Anzahl der Neutronen in einem Atom zu ermitteln, müssen Sie die Kernladung (die Anzahl der Protonen) von der Atommasse (der Summe der Massen von Protonen und Neutronen) subtrahieren.
Beispielsweise ist im Natriumatom 23 Na die Anzahl der Protonen p = 11 und die Anzahl der Neutronen n = 23 − 11 = 12
Die Anzahl der Neutronen in Atomen desselben Elements kann unterschiedlich sein. Solche Atome werden genannt Isotope .
Auch die Elektronenhülle des Atoms ist komplex aufgebaut. Elektronen befinden sich auf Energieniveaus (elektronische Schichten).
Die Niveaunummer charakterisiert die Elektronenenergie. Das liegt daran, dass Elementarteilchen Energie nicht in beliebig kleinen Mengen, sondern in bestimmten Portionen – Quanten – senden und empfangen können. Je höher das Niveau, desto mehr Energie hat das Elektron. Denn je niedriger die Energie des Systems ist, desto stabiler ist es (vergleichen Sie die geringe Stabilität eines Steins auf der Spitze eines Berges, der eine große potentielle Energie hat, und die stabile Position desselben Steins auf der Ebene darunter, wenn seine Energie ist viel niedriger), die Ebenen mit niedriger Elektronenenergie werden zuerst gefüllt und erst dann - hoch.
Die maximale Anzahl von Elektronen, die ein Niveau halten kann, kann mit der Formel berechnet werden:
N \u003d 2n 2, wobei N die maximale Anzahl von Elektronen in der Ebene ist,
n - Ebenennummer.
Dann ist für die erste Ebene N = 2 1 2 = 2,
für die zweite N = 2 2 2 = 8 usw.
Die Zahl der Elektronen auf der äußeren Ebene für die Elemente der Haupt(A)-Untergruppen ist gleich der Gruppenzahl.
In den meisten modernen Periodensystemen wird die Anordnung der Elektronen nach Ebenen in der Zelle mit dem Element angegeben. Sehr wichtig verstehen, dass die Ebenen gelesen werden nach oben, was ihrer Energie entspricht. Daher eine Zahlenkolonne in einer Zelle mit Natrium:
1
8
2
auf der 1. Ebene - 2 Elektronen,
auf der 2. Ebene - 8 Elektronen,
auf der 3. Ebene - 1 Elektron
Vorsicht, ein sehr häufiger Fehler!
Die Verteilung der Elektronen über die Niveaus kann als Diagramm dargestellt werden:
11 Na)))
2 8 1
Wenn das Periodensystem die Verteilung der Elektronen nach Ebenen nicht angibt, können Sie sich an Folgendem orientieren:
- die maximale Anzahl von Elektronen: auf der 1. Ebene nicht mehr als 2 e - ,
am 2. - 8 e - ,
auf der externen Ebene - 8 e − ; - die Anzahl der Elektronen in der äußeren Ebene (für die ersten 20 Elemente ist sie gleich der Gruppennummer)
Dann wird für Natrium der Ablauf der Argumentation wie folgt sein:
- Die Gesamtzahl der Elektronen ist 11, daher ist die erste Ebene gefüllt und enthält 2 e − ;
- Die dritte, äußere Ebene enthält 1 e − (I-Gruppe)
- Die zweite Ebene enthält die restlichen Elektronen: 11 − (2 + 1) = 8 (vollständig gefüllt)
* Für eine klarere Unterscheidung zwischen einem freien Atom und einem Atom in einer Verbindung schlagen einige Autoren vor, den Begriff „Atom“ nur zu verwenden, um sich auf ein freies (neutrales) Atom zu beziehen und sich auf alle Atome, einschließlich derer in Verbindungen, zu beziehen. sie schlagen den Begriff „Atomteilchen“ vor. Die Zeit wird zeigen, wie sich das Schicksal dieser Begriffe entwickeln wird. Aus unserer Sicht ist ein Atom per Definition ein Teilchen, daher kann der Ausdruck "Atomteilchen" als Tautologie ("Butteröl") betrachtet werden.
2. Aufgabe. Berechnung der Stoffmenge eines der Reaktionsprodukte, wenn die Masse des Ausgangsstoffes bekannt ist.
Beispiel:
Welche Menge an Wasserstoffsubstanz wird bei der Wechselwirkung von Zink mit Salzsäure mit einem Gewicht von 146 g freigesetzt?
Lösung:
- Wir schreiben die Reaktionsgleichung: Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2
- Finden Sie die Molmasse von Salzsäure: M (HCl) \u003d 1 + 35,5 \u003d 36,5 (g / mol)
(Wir betrachten die Molmasse jedes Elements, numerisch gleich der relativen Atommasse, im Periodensystem unter dem Vorzeichen des Elements und runden es auf ganze Zahlen auf, mit Ausnahme von Chlor, das als 35,5 angenommen wird.) - Finden Sie die Menge an Salzsäuresubstanz: n (HCl) \u003d m / M \u003d 146 g / 36,5 g / mol \u003d 4 mol
- Wir schreiben die verfügbaren Daten über die Reaktionsgleichung und unter die Gleichung - die Anzahl der Mole gemäß der Gleichung (gleich dem Koeffizienten vor der Substanz):
4 Mol x Mol
Zn + 2 HCl \u003d ZnCl 2 + H 2
2 Mol 1 Mol - Wir machen einen Anteil:
4 mol - x Maulwurf
2 Mol - 1 Mol
(oder mit Erklärung:
aus 4 Mol Salzsäure erhält man x Mol Wasserstoff
und von 2 mol - 1 mol) - Wir finden x:
x= 4 Mol 1 Mol / 2 Mol = 2 Mol
Antworten: 2 Mol.
Der Begriff eines Atoms entstand in der Antike, um die Teilchen der Materie zu bezeichnen. Atom bedeutet im Griechischen „unteilbar“.
Elektronen
Der irische Physiker Stoney kam aufgrund von Experimenten zu dem Schluss, dass Elektrizität von den kleinsten Teilchen getragen wird, die in den Atomen aller chemischen Elemente vorhanden sind. In $1891$ schlug Stoney vor, diese Teilchen zu nennen Elektronen, was auf Griechisch "Bernstein" bedeutet.
Einige Jahre nachdem das Elektron seinen Namen erhielt, bewiesen der englische Physiker Joseph Thomson und der französische Physiker Jean Perrin, dass Elektronen eine negative Ladung tragen. Dies ist die kleinste negative Ladung, die in der Chemie als Einheit $(–1)$ genommen wird. Thomson gelang es sogar, die Geschwindigkeit des Elektrons (sie ist gleich der Lichtgeschwindigkeit - 300.000 $ km/s) und die Masse des Elektrons (sie ist 1836 $ mal weniger als die Masse des Wasserstoffatoms) zu bestimmen.
Thomson und Perrin verbanden die Pole einer Stromquelle mit zwei Metallplatten - einer Kathode und einer Anode, die in ein Glasrohr gelötet waren, aus dem Luft evakuiert wurde. Wenn eine Spannung von etwa 10.000 Volt an die Elektrodenplatten angelegt wurde, blitzte eine leuchtende Entladung in der Röhre auf, und Partikel flogen von der Kathode (Minuspol) zur Anode (Pluspol), die Wissenschaftler zuerst nannten Kathodenstrahlen, und fand dann heraus, dass es ein Strom von Elektronen war. Elektronen, die auf spezielle Substanzen treffen, die beispielsweise auf einen Fernsehbildschirm aufgetragen werden, erzeugen ein Leuchten.
Die Schlussfolgerung wurde gezogen: Elektronen entweichen aus den Atomen des Materials, aus dem die Kathode besteht.
Freie Elektronen bzw. deren Fluss können auch auf andere Weise gewonnen werden, beispielsweise durch Erhitzen eines Metalldrahtes oder durch Lichteinfall auf Metalle, die aus Elementen der Hauptnebengruppe der I. Gruppe des Periodensystems (zB Cäsium) bestehen.
Der Zustand der Elektronen in einem Atom
Der Zustand eines Elektrons in einem Atom wird als eine Reihe von Informationen über verstanden Energie spezifisches Elektron hinein Platz in dem es sich befindet. Wir wissen bereits, dass ein Elektron in einem Atom keine Bewegungsbahn hat, d.h. kann nur darüber reden Wahrscheinlichkeiten es im Raum um den Kern zu finden. Es kann sich in jedem Teil dieses den Kern umgebenden Raums befinden, und die Gesamtheit seiner verschiedenen Positionen wird als Elektronenwolke mit einer bestimmten negativen Ladungsdichte betrachtet. Bildlich kann man sich das so vorstellen: Könnte man die Position eines Elektrons in einem Atom in Hundertstel- oder Millionstelsekunden fotografieren, wie in einem Fotofinish, dann würde das Elektron in solchen Fotografien als Punkt dargestellt. Die Überlagerung unzähliger solcher Aufnahmen würde das Bild einer Elektronenwolke mit der höchsten Dichte dort ergeben, wo sich die meisten dieser Punkte befinden.
Die Abbildung zeigt einen "Schnitt" einer solchen Elektronendichte in einem Wasserstoffatom, das den Kern passiert, und die gestrichelte Linie begrenzt die Sphäre, in der die Wahrscheinlichkeit, ein Elektron zu finden, 90 % beträgt. Die kernnächste Kontur deckt den Raumbereich ab, in dem die Wahrscheinlichkeit, ein Elektron zu finden, $10%$ beträgt, die Wahrscheinlichkeit, ein Elektron innerhalb der zweiten Kontur vom Kern zu finden, $20%$ beträgt, innerhalb der dritten - $≈30 %$ usw. Es gibt eine gewisse Unsicherheit im Zustand des Elektrons. Um diesen besonderen Zustand zu charakterisieren, führte der deutsche Physiker W. Heisenberg den Begriff der ein Unschärferelation, d.h. zeigte, dass es unmöglich ist, Energie und Ort des Elektrons gleichzeitig und genau zu bestimmen. Je genauer die Energie eines Elektrons bestimmt wird, desto unsicherer ist seine Position, und umgekehrt ist es nach Bestimmung der Position unmöglich, die Energie des Elektrons zu bestimmen. Der Elektronenerfahat keine klaren Grenzen. Es ist jedoch möglich, den Raum herauszugreifen, in dem die Wahrscheinlichkeit, ein Elektron zu finden, am größten ist.
Der Raum um den Atomkern, in dem sich das Elektron am ehesten aufhält, wird als Orbital bezeichnet.
Es enthält etwa 90 %$ der Elektronenwolke, was bedeutet, dass sich das Elektron etwa 90 %$ der Zeit in diesem Teil des Weltraums aufhält. Nach der Form werden $4$ der derzeit bekannten Orbitaltypen unterschieden, die mit den lateinischen Buchstaben $s, p, d$ und $f$ bezeichnet werden. Eine grafische Darstellung einiger Formen elektronischer Orbitale ist in der Abbildung gezeigt.
Das wichtigste Merkmal der Bewegung eines Elektrons auf einer bestimmten Umlaufbahn ist die Energie seiner Verbindung mit dem Kern. Elektronen mit ähnlichen Energiewerten bilden eine einzige elektronische Schicht, oder Energielevel. Die Energieniveaus sind vom Kern ausgehend nummeriert: $1, 2, 3, 4, 5, 6$ und $7$.
Eine ganze Zahl $n$, die die Nummer des Energieniveaus angibt, wird als Hauptquantenzahl bezeichnet.
Es charakterisiert die Energie von Elektronen, die ein bestimmtes Energieniveau einnehmen. Die Elektronen des ersten Energieniveaus, das dem Kern am nächsten ist, haben die niedrigste Energie. Verglichen mit den Elektronen der ersten Ebene zeichnen sich die Elektronen der nächsten Ebenen durch eine große Energiemenge aus. Folglich sind die Elektronen der äußeren Ebene am wenigsten stark an den Atomkern gebunden.
Die Anzahl der Energieniveaus (Elektronenschichten) in einem Atom ist gleich der Anzahl der Perioden im System von D. I. Mendeleev, zu der das chemische Element gehört: Die Atome der Elemente der ersten Periode haben ein Energieniveau; die zweite Periode - zwei; siebte Periode - sieben.
Die größte Anzahl von Elektronen im Energieniveau wird durch die Formel bestimmt:
wobei $N$ die maximale Anzahl von Elektronen ist; $n$ ist die Ebenennummer oder die Hauptquantenzahl. Folglich: Das erste kernnächste Energieniveau kann nicht mehr als zwei Elektronen enthalten; auf der zweiten - nicht mehr als $8$; am dritten - nicht mehr als 18 $; am vierten - nicht mehr als 32 $. Und wie wiederum sind die Energieniveaus (elektronische Schichten) angeordnet?
Ausgehend vom zweiten Energieniveau $(n = 2)$ wird jedes der Niveaus in Unterniveaus (Unterschichten) unterteilt, die sich geringfügig voneinander durch die Bindungsenergie mit dem Kern unterscheiden.
Die Anzahl der Unterebenen ist gleich dem Wert der Hauptquantenzahl: das erste Energieniveau hat ein Unterniveau; die zweite - zwei; dritte - drei; der vierte ist vier. Unterebenen wiederum werden durch Orbitale gebildet.
Jeder Wert von $n$ entspricht der Anzahl von Orbitalen gleich $n^2$. Anhand der in der Tabelle dargestellten Daten ist es möglich, den Zusammenhang zwischen der Hauptquantenzahl $n$ und der Anzahl der Unterniveaus, der Art und Anzahl der Orbitale und der maximalen Anzahl von Elektronen pro Unterniveau und Niveau zu verfolgen.
Hauptquantenzahl, Arten und Anzahl von Orbitalen, maximale Anzahl von Elektronen auf Unterebenen und Ebenen.
| Energieniveau $(n)$ | Anzahl der Unterebenen gleich $n$ | Orbitaler Typ | Anzahl der Orbitale | Maximale Anzahl von Elektronen | ||
| in Unterebene | im Level gleich $n^2$ | in Unterebene | auf einem Niveau gleich $n^2$ | |||
| $K(n=1)$ | $1$ | $1s$ | $1$ | $1$ | $2$ | $2$ |
| $L(n=2)$ | $2$ | $2s$ | $1$ | $4$ | $2$ | $8$ |
| $2p$ | $3$ | $6$ | ||||
| $M(n=3)$ | $3$ | $3s$ | $1$ | $9$ | $2$ | $18$ |
| $3p$ | $3$ | $6$ | ||||
| $3d$ | $5$ | $10$ | ||||
| $N(n=4)$ | $4$ | $4s$ | $1$ | $16$ | $2$ | $32$ |
| $4p$ | $3$ | $6$ | ||||
| $4d$ | $5$ | $10$ | ||||
| $4f$ | $7$ | $14$ | ||||
Es ist üblich, Unterebenen in lateinischen Buchstaben zu bezeichnen, ebenso wie die Form der Orbitale, aus denen sie bestehen: $s, p, d, f$. So:
- $s$-Unterniveau - das erste Unterniveau jedes Energieniveaus, das dem Atomkern am nächsten ist, besteht aus einem $s$-Orbital;
- $p$-Unterniveau - das zweite Unterniveau von jedem, mit Ausnahme des ersten, Energieniveaus, besteht aus drei $p$-Orbitalen;
- $d$-Unterebene - die jeweils dritte Unterebene, ausgehend von der dritten Energieebene, besteht aus fünf $d$-Orbitalen;
- Die $f$-Unterebene besteht jeweils ab der vierten Energieebene aus sieben $f$-Orbitalen.
Atomkern
Aber nicht nur Elektronen sind Teil von Atomen. Der Physiker Henri Becquerel entdeckte, dass ein natürliches Mineral, das Uransalz enthält, ebenfalls unbekannte Strahlung aussendet und fotografische Filme beleuchtet, die vor Licht geschützt sind. Dieses Phänomen wurde genannt Radioaktivität.
Es gibt drei Arten von radioaktiver Strahlung:
- $α$-Strahlen, die aus $α$-Teilchen bestehen, die eine $2$-mal größere Ladung als ein Elektron, aber mit positivem Vorzeichen, und eine $4$-mal größere Masse als die Masse eines Wasserstoffatoms haben;
- $β$-Strahlen sind ein Strom von Elektronen;
- $γ$-Strahlen sind elektromagnetische Wellen mit vernachlässigbarer Masse, die keine elektrische Ladung tragen.
Folglich hat das Atom eine komplexe Struktur – es besteht aus einem positiv geladenen Kern und Elektronen.
Wie ist das Atom angeordnet?
1910 untersuchte Ernest Rutherford mit seinen Studenten und Kollegen in Cambridge, in der Nähe von London, die Streuung von $α$-Partikeln, die durch dünne Goldfolie hindurchgingen und auf einen Schirm fielen. Alpha-Partikel wichen normalerweise nur um ein Grad von der ursprünglichen Richtung ab, was anscheinend die Einheitlichkeit und Einheitlichkeit der Eigenschaften von Goldatomen bestätigt. Und plötzlich bemerkten die Forscher, dass einige $α$-Teilchen abrupt die Richtung ihrer Bahn änderten, als würden sie auf ein Hindernis stoßen.
Indem Rutherford den Schirm vor die Folie stellte, konnte er sogar die seltenen Fälle entdecken, in denen $α$-Teilchen, die von Goldatomen reflektiert wurden, in die entgegengesetzte Richtung flogen.
Berechnungen zeigten, dass die beobachteten Phänomene auftreten könnten, wenn die gesamte Masse des Atoms und seine gesamte positive Ladung in einem winzigen zentralen Kern konzentriert wären. Der Radius des Kerns, wie sich herausstellte, ist 100.000-mal kleiner als der Radius des gesamten Atoms, jenes Bereichs, in dem sich negativ geladene Elektronen befinden. Wenn wir einen bildlichen Vergleich anwenden, dann kann das gesamte Volumen des Atoms mit dem Luzhniki-Stadion verglichen werden, und der Kern kann mit einem Fußball verglichen werden, der sich in der Mitte des Feldes befindet.
Ein Atom eines beliebigen chemischen Elements ist vergleichbar mit einem winzigen Sonnensystem. Daher wird ein solches von Rutherford vorgeschlagenes Atommodell planetarisch genannt.
Protonen und Neutronen
Es stellt sich heraus, dass der winzige Atomkern, in dem die gesamte Masse des Atoms konzentriert ist, aus Teilchen zweier Arten besteht - Protonen und Neutronen.
Protonen haben eine Ladung gleich der Ladung von Elektronen, aber mit entgegengesetztem Vorzeichen $(+1)$, und eine Masse gleich der Masse eines Wasserstoffatoms (es wird in der Chemie als Einheit akzeptiert). Protonen werden mit $↙(1)↖(1)p$ (oder $р+$) bezeichnet. Neutronen tragen keine Ladung, sind neutral und haben eine Masse gleich der Masse eines Protons, d.h. $1$. Neutronen werden mit $↙(0)↖(1)n$ (oder $n^0$) bezeichnet.
Protonen und Neutronen werden gemeinsam genannt Nukleonen(von lat. Kern- Kern).
Die Summe der Anzahl von Protonen und Neutronen in einem Atom heißt Massenzahl. Zum Beispiel die Massenzahl eines Aluminiumatoms:
Da die vernachlässigbare Masse des Elektrons vernachlässigt werden kann, ist offensichtlich, dass die gesamte Masse des Atoms im Kern konzentriert ist. Elektronen werden wie folgt bezeichnet: $e↖(-)$.
Da das Atom elektrisch neutral ist, ist das auch offensichtlich dass die Anzahl der Protonen und Elektronen in einem Atom gleich ist. Sie ist gleich der Ordnungszahl des chemischen Elements ihm im Periodensystem zugeordnet. Beispielsweise enthält der Kern eines Eisenatoms 26 $ Protonen, und 26 $ Elektronen kreisen um den Kern. Und wie bestimmt man die Anzahl der Neutronen?
Wie Sie wissen, ist die Masse eines Atoms die Summe der Massen von Protonen und Neutronen. Kennt man die Ordnungszahl des Elements $(Z)$, d.h. die Anzahl der Protonen und die Massenzahl $(A)$, gleich der Summe der Anzahl der Protonen und Neutronen, können Sie die Anzahl der Neutronen $(N)$ mit der Formel finden:
Beispielsweise beträgt die Anzahl der Neutronen in einem Eisenatom:
$56 – 26 = 30$.
Die Tabelle zeigt die Haupteigenschaften von Elementarteilchen.
Grundlegende Eigenschaften von Elementarteilchen.
Isotope
Sorten von Atomen des gleichen Elements, die die gleiche Kernladung, aber unterschiedliche Massenzahlen haben, werden Isotope genannt.
Wort Isotop besteht aus zwei griechischen Wörtern: isos- das gleiche und topos- Platz, bedeutet "einen Platz einnehmen" (Zelle) im Periodensystem der Elemente.
Chemische Elemente, die in der Natur vorkommen, sind eine Mischung von Isotopen. Kohlenstoff hat also drei Isotope mit einer Masse von $12, 13, 14$; Sauerstoff - drei Isotope mit einer Masse von $16, 17, 18 $ usw.
Normalerweise im Periodensystem angegeben, ist die relative Atommasse eines chemischen Elements der Durchschnittswert der Atommassen einer natürlichen Mischung von Isotopen eines bestimmten Elements unter Berücksichtigung ihrer relativen Häufigkeit in der Natur, daher die Werte von Atommassen sind ziemlich oft gebrochen. Zum Beispiel sind natürliche Chloratome eine Mischung aus zwei Isotopen – 35 $ (es gibt 75 % $ in der Natur) und 37 $ (es gibt 25 % $); Daher beträgt die relative Atommasse von Chlor 35,5 $. Isotope von Chlor werden wie folgt geschrieben:
$↖(35)↙(17)(Cl)$ und $↖(37)↙(17)(Cl)$
Die chemischen Eigenschaften von Chlorisotopen sind genau die gleichen wie die Isotope der meisten chemischen Elemente, wie Kalium, Argon:
$↖(39)↙(19)(K)$ und $↖(40)↙(19)(K)$, $↖(39)↙(18)(Ar)$ und $↖(40)↙(18 )(Ar)$
Wasserstoffisotope unterscheiden sich jedoch stark in ihren Eigenschaften aufgrund des dramatischen Anstiegs ihrer relativen Atommasse; sie erhielten sogar individuelle Namen und chemische Zeichen: Protium - $↖(1)↙(1)(H)$; Deuterium - $↖(2)↙(1)(H)$, oder $↖(2)↙(1)(D)$; Tritium - $↖(3)↙(1)(H)$ oder $↖(3)↙(1)(T)$.
Jetzt ist es möglich, eine moderne, strengere und wissenschaftlichere Definition eines chemischen Elements zu geben.
Ein chemisches Element ist eine Ansammlung von Atomen mit gleicher Kernladung.
Die Struktur der Elektronenhüllen von Atomen der Elemente der ersten vier Perioden
Betrachten Sie die Abbildung der elektronischen Konfigurationen der Atome der Elemente durch die Perioden des Systems von D. I. Mendeleev.
Elemente der ersten Periode.
Schemata der elektronischen Struktur von Atomen zeigen die Verteilung von Elektronen über elektronische Schichten (Energieniveaus).
Die elektronischen Formeln der Atome zeigen die Verteilung der Elektronen über Energieniveaus und Unterniveaus.
Grafische elektronische Formeln von Atomen zeigen die Verteilung von Elektronen nicht nur in Ebenen und Unterebenen, sondern auch in Orbitalen.
In einem Heliumatom ist die erste Elektronenschicht vollständig – sie hat $2$ Elektronen.
Wasserstoff und Helium sind $s$-Elemente, diese Atome haben mit Elektronen gefüllte $s$-Orbitale.
Elemente der zweiten Periode.
Für alle Elemente der zweiten Periode ist die erste Elektronenschicht gefüllt, und die Elektronen füllen die $s-$- und $p$-Orbitale der zweiten Elektronenschicht nach dem Prinzip der geringsten Energie (zuerst $s$, dann $p$) und den Regeln von Pauli und Hund.
Im Neonatom ist die zweite Elektronenschicht vollständig – sie hat $8$ Elektronen.
Elemente der dritten Periode.
Für Atome von Elementen der dritten Periode sind die erste und zweite Elektronenschicht fertig, also ist die dritte Elektronenschicht gefüllt, in der Elektronen 3s-, 3p- und 3d-Unterniveaus besetzen können.
Die Struktur der Elektronenhüllen von Atomen der Elemente der dritten Periode.
Am Magnesiumatom wird ein $3,5$-Elektronenorbital vollendet. $Na$ und $Mg$ sind $s$-Elemente.
Für Aluminium und nachfolgende Elemente ist die $3d$-Unterebene mit Elektronen gefüllt.
| $↙(18)(Ar)$ Argon |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)s^2(3)p^6$ |  |
In einem Argonatom hat die äußere Schicht (die dritte Elektronenschicht) $8$ Elektronen. Da die äußere Schicht abgeschlossen ist, aber insgesamt in der dritten Elektronenschicht, wie Sie bereits wissen, können 18 Elektronen vorhanden sein, was bedeutet, dass die Elemente der dritten Periode $3d$-Orbitale unbesetzt lassen.
Alle Elemente von $Al$ bis $Ar$ - $p$ -Elemente.
$s-$ und $r$ -Elemente bilden wichtigsten Untergruppen im Periodensystem.
Elemente der vierten Periode.
Kalium- und Calciumatome haben eine vierte Elektronenschicht, die $4s$-Unterebene ist gefüllt, weil es hat weniger Energie als die $3d$-Unterebene. Um die grafischen elektronischen Formeln der Atome der Elemente der vierten Periode zu vereinfachen:
- wir bezeichnen bedingt die graphische elektronische Formel von Argon wie folgt: $Ar$;
- wir werden die Unterebenen, die für diese Atome nicht gefüllt sind, nicht darstellen.
$K, Ca$ - $s$ -Elemente, in die wichtigsten Untergruppen aufgenommen. Für Atome von $Sc$ bis $Zn$ ist die 3d-Unterebene mit Elektronen gefüllt. Dies sind $3d$-Elemente. Sie sind darin enthalten seitliche Untergruppen, ihre vorgelagerte Elektronenschicht gefüllt ist, werden sie bezeichnet Übergangselemente.
Achten Sie auf die Struktur der Elektronenhüllen von Chrom- und Kupferatomen. In ihnen tritt ein "Ausfall" eines Elektrons von der $4s-$- zur $3d$-Unterebene auf, was durch die größere Energiestabilität der resultierenden elektronischen $3d^5$- und $3d^(10)$-Konfigurationen erklärt wird:
$↙(24)(Cr)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(4) 4s^(2)…$ 
$↙(29)(Cu)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(9)4s^(2)…$ 
| Elementsymbol, Seriennummer, Name | Diagramm der elektronischen Struktur | Elektronische Formel | Grafische elektronische Formel |
| $↙(19)(K)$ Kalium |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$ | |
| $↙(20)(C)$ Kalzium |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$ | |
| $↙(21)(Sc)$ Scandium |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ oder $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$ |  |
| $↙(22)(Ti)$ Titan |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ oder $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$ |  |
| $↙(23)(V)$ Vanadium |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ oder $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$ |  |
| $↙(24)(Cr)$ Chrom |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ oder $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$ |  |
| $↙(29)(Сu)$ Chrom |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ oder $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$ |  |
| $↙(30)(Zn)$ Zink |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ oder $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$ |  |
| $↙(31)(Ga)$ Gallium |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ oder $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$ |  |
| $↙(36)(Kr)$ Krypton |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ oder $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$ |  |
Im Zinkatom ist die dritte Elektronenschicht vollständig - alle $3s-, 3p$- und $3d$-Unterebenen sind darin aufgefüllt, insgesamt befinden sich $18$ Elektronen darauf.
In den Elementen nach Zink wird die vierte Elektronenschicht, die $4p$-Unterebene, weiterhin aufgefüllt. Elemente von $Ga$ bis $Kr$ - $r$ -Elemente.
Die äußere (vierte) Schicht eines Kryptonatoms ist fertig, sie hat 8$ Elektronen. Aber gerade in der vierten Elektronenschicht können, wie Sie wissen, 32 $ an Elektronen sein; das Krypton-Atom hat noch $4d-$ und $4f$-Unterebenen ungefüllt.
Die Elemente der fünften Periode füllen die Unterebenen in der folgenden Reihenfolge: $5s → 4d → 5р$. Und es gibt auch Ausnahmen im Zusammenhang mit dem "Ausfall" von Elektronen, für $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙( 46) Pd$, $↙(47)Ag$. $f$ erscheinen in der sechsten und siebten Periode -Elemente, d.h. Elemente, deren $4f-$- und $5f$-Unterebenen der dritten äußeren elektronischen Schicht jeweils gefüllt werden.
$4f$ -Elemente genannt Lanthanide.
$5f$ -Elemente genannt Aktiniden.
Die Reihenfolge der Füllung elektronischer Unterebenen in den Atomen der Elemente der sechsten Periode: $↙(55)Cs$ und $↙(56)Ba$ - $6s$-Elemente; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-Element; $↙(58)Ce$ – $↙(71)Lu - 4f$-Elemente; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-Elemente; $↙(81)Т1$ – $↙(86)Rn - 6d$-Elemente. Aber auch hier gibt es Elemente, bei denen die Reihenfolge der Besetzung von Elektronenorbitalen verletzt ist, was beispielsweise mit einer größeren Energiestabilität von halb und vollständig gefüllten $f$-Unterebenen einhergeht, also $nf^7$ und $nf^(14)$.
Je nachdem, welche Unterebene des Atoms zuletzt mit Elektronen gefüllt ist, werden alle Elemente, wie Sie bereits verstanden haben, in vier elektronische Familien oder Blöcke unterteilt:
- $s$ -Elemente; die $s$-Unterebene der äußeren Ebene des Atoms ist mit Elektronen gefüllt; $s$-Elemente umfassen Wasserstoff, Helium und Elemente der Hauptuntergruppen der Gruppen I und II;
- $r$ -Elemente; die $p$-Unterebene der äußeren Ebene des Atoms ist mit Elektronen gefüllt; $p$-Elemente umfassen Elemente der Hauptuntergruppen der Gruppen III–VIII;
- $d$ -Elemente; die $d$-Unterebene der voräußeren Ebene des Atoms ist mit Elektronen gefüllt; $d$-Elemente umfassen Elemente sekundärer Untergruppen der Gruppen I–VIII, d.h. Elemente interkalierter Jahrzehnte großer Perioden, die zwischen $s-$- und $p-$-Elementen liegen. Sie werden auch gerufen Übergangselemente;
- $f$ -Elemente;$f-$Unterebene der dritten Ebene des Atoms außerhalb ist mit Elektronen gefüllt; dazu gehören Lanthanide und Aktinide.
Die elektronische Konfiguration des Atoms. Grund- und angeregte Zustände von Atomen
Das hat der Schweizer Physiker W. Pauli in $1925$ festgestellt Ein Atom kann höchstens zwei Elektronen in einem Orbital haben. mit entgegengesetzten (antiparallelen) Spins (übersetzt aus dem Englischen als Spindel), d.h. besitzt solche Eigenschaften, die man sich bedingt als Drehung eines Elektrons um seine imaginäre Achse im oder gegen den Uhrzeigersinn vorstellen kann. Dieses Prinzip heißt das Pauli-Prinzip.
Befindet sich ein Elektron in einem Orbital, so heißt es ungepaart, wenn zwei, dann das gepaarte Elektronen, d.h. Elektronen mit entgegengesetztem Spin.
Die Abbildung zeigt ein Diagramm der Aufteilung der Energieniveaus in Unterniveaus.
$s-$ Orbital, wie Sie bereits wissen, hat eine Kugelform. Das Elektron $(n = 1)$ des Wasserstoffatoms befindet sich auf diesem Orbital und ist ungepaart. Demnach sein elektronische Formel, oder elektronische Konfiguration, wird so geschrieben: $1s^1$. In elektronischen Formeln wird die Nummer des Energieniveaus durch die Zahl vor dem Buchstaben $ (1 ...) $ angegeben, der lateinische Buchstabe bezeichnet das Unterniveau (Orbitaltyp) und die Zahl, die rechts davon geschrieben ist der Buchstabe (als Exponent) zeigt die Anzahl der Elektronen in der Unterebene.
Für ein Heliumatom He, das zwei gepaarte Elektronen im gleichen $s-$-Orbital hat, lautet diese Formel: $1s^2$. Die Elektronenhülle des Heliumatoms ist vollständig und sehr stabil. Helium ist ein Edelgas. Das zweite Energieniveau $(n = 2)$ hat vier Orbitale, ein $s$ und drei $p$. $s$-Orbitalelektronen der zweiten Ebene ($2s$-Orbitale) haben eine höhere Energie, weil sind weiter vom Kern entfernt als die Elektronen des $1s$-Orbitals $(n = 2)$. Im Allgemeinen gibt es für jeden Wert von $n$ ein $s-$Orbital, aber mit einer entsprechenden Menge an Elektronenenergie darauf und daher mit einem entsprechenden Durchmesser, der mit dem Wert von $n$ wächst.$s- $Orbital erhöht, wie Sie bereits wissen, hat eine Kugelform. Das Elektron $(n = 1)$ des Wasserstoffatoms befindet sich auf diesem Orbital und ist ungepaart. Daher wird seine elektronische Formel oder elektronische Konfiguration wie folgt geschrieben: $1s^1$. In elektronischen Formeln wird die Nummer des Energieniveaus durch die Zahl vor dem Buchstaben $ (1 ...) $ angegeben, der lateinische Buchstabe bezeichnet das Unterniveau (Orbitaltyp) und die Zahl, die rechts davon geschrieben ist der Buchstabe (als Exponent) zeigt die Anzahl der Elektronen in der Unterebene.
Für ein Heliumatom $He$, das zwei gepaarte Elektronen im gleichen $s-$Orbital hat, lautet diese Formel: $1s^2$. Die Elektronenhülle des Heliumatoms ist vollständig und sehr stabil. Helium ist ein Edelgas. Das zweite Energieniveau $(n = 2)$ hat vier Orbitale, ein $s$ und drei $p$. Elektronen von $s-$-Orbitalen der zweiten Ebene ($2s$-Orbitale) haben eine höhere Energie, weil sind weiter vom Kern entfernt als die Elektronen des $1s$-Orbitals $(n = 2)$. Im Allgemeinen gibt es für jeden Wert von $n$ ein $s-$Orbital, aber mit einer entsprechenden Menge an Elektronenenergie darauf und daher mit einem entsprechenden Durchmesser, der wächst, wenn der Wert von $n$ zunimmt. 
$r-$ Orbital Es hat die Form einer Hantel oder Band acht. Alle drei $p$-Orbitale liegen im Atom senkrecht zueinander entlang der durch den Atomkern gezogenen Raumkoordinaten. Es sei noch einmal betont, dass jedes Energieniveau (elektronische Schicht), beginnend bei $n= 2$, drei $p$-Orbitale hat. Wenn der Wert von $n$ zunimmt, besetzen die Elektronen $p$-Orbitale, die sich in großer Entfernung vom Kern befinden und entlang der $x-, y-, z$-Achsen gerichtet sind.
Für Elemente der zweiten Periode $(n = 2)$ wird zuerst ein $s$-Orbital gefüllt, dann drei $p$-Orbitale; elektronische Formel $Li: 1s^(2)2s^(1)$. Das Elektron $2s^1$ ist weniger an den Atomkern gebunden, so dass ein Lithiumatom es leicht abgeben kann (wie Sie sich wahrscheinlich erinnern, wird dieser Prozess Oxidation genannt) und sich in ein Lithiumion $Li^+$ verwandeln.
Im Berylliumatom Be befindet sich das vierte Elektron ebenfalls im $2s$-Orbital: $1s^(2)2s^(2)$. Die beiden äußeren Elektronen des Berylliumatoms lösen sich leicht ab - $B^0$ wird zum $Be^(2+)$-Kation oxidiert.
Das fünfte Elektron des Boratoms besetzt das $2p$-Orbital: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$. Als nächstes werden die $2p$-Orbitale der $C-, N-, O-, F$-Atome gefüllt, was mit dem Neon-Edelgas endet: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$.
Für Elemente der dritten Periode werden $3s-$- bzw. $3p$-Orbitale gefüllt. Fünf $d$-Orbitale der dritten Stufe bleiben frei:
$↙(11)Na 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,
$↙(17)Cl 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(5)$,
$↙(18)Ar 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)$.
Manchmal wird in Diagrammen, die die Verteilung von Elektronen in Atomen darstellen, nur die Anzahl der Elektronen auf jedem Energieniveau angegeben, d.h. abgekürzte elektronische Formeln von Atomen chemischer Elemente schreiben, im Gegensatz zu den obigen vollständigen elektronischen Formeln, zum Beispiel:
$↙(11)Na 2, 8, 1;$ $↙(17)Cl 2, 8, 7;$ $↙(18)Ar 2, 8, 8$.
Bei Elementen mit großen Perioden (vierte und fünfte) besetzen die ersten beiden Elektronen $4s-$- bzw. $5s$-Orbitale: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2 , 8, 18, 8, 2 $. Beginnend mit dem dritten Element jeder großen Periode gehen die nächsten zehn Elektronen zu den vorherigen $3d-$- bzw. $4d-$-Orbitalen (für Elemente sekundärer Untergruppen): $↙(23)V 2, 8, 11 , 2;$ $↙( 26)Fr 2, 8, 14, 2;$ $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙(43)Tc 2, 8, 18, 13, 2 $. In der Regel wird, wenn die vorherige $d$-Unterebene gefüllt ist, die äußere (bzw. $4p-$ und $5p-$) $p-$Unterebene gefüllt: $↙(33)As 2, 8, 18, 5;$ $ ↙(52)Te 2, 8, 18, 18, 6$.
Bei Elementen mit großen Perioden - dem sechsten und unvollständigen siebten - werden elektronische Niveaus und Unterniveaus in der Regel wie folgt mit Elektronen gefüllt: Die ersten beiden Elektronen treten in das äußere $s-$-Unterniveau ein: $↙(56)Ba 2, 8 , 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1$; das nächste Elektron (für $La$ und $Ca$) zur vorherigen $d$-Unterebene: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ und $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2 $.
Dann werden die nächsten $14$ Elektronen von außen in das dritte Energieniveau eintreten, die $4f$- und $5f$-Orbitale der Lantoniden bzw. Aktiniden: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2;$ $↙(92 )U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2$.
Dann beginnt sich das zweite äußere Energieniveau ($d$-Unterniveau) für die Elemente der Nebenuntergruppen wieder aufzubauen: $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙(104) Rf 2, 8, 18 , 32, 32, 10, 2$. Und schließlich, erst nachdem die $d$-Unterebene vollständig mit zehn Elektronen gefüllt ist, wird die $p$-Unterebene wieder gefüllt: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.
Sehr oft wird die Struktur der Elektronenhüllen von Atomen mithilfe von Energie- oder Quantenzellen dargestellt - sie schreiben die sogenannten auf grafische elektronische Formeln. Für diese Aufzeichnung wird die folgende Notation verwendet: Jede Quantenzelle wird durch eine Zelle bezeichnet, die einem Orbital entspricht; jedes Elektron ist durch einen der Richtung des Spins entsprechenden Pfeil gekennzeichnet. Beim Schreiben einer grafischen elektronischen Formel sollten zwei Regeln beachtet werden: Pauli-Prinzip, wonach eine Zelle (Orbital) nicht mehr als zwei Elektronen haben kann, aber mit antiparallelen Spins, und F. Hundsche Regel, wonach Elektronen nacheinander freie Zellen besetzen und gleichzeitig den gleichen Spinwert haben, und sich erst dann paaren, aber die Spins werden in diesem Fall nach dem Pauli-Prinzip bereits entgegengesetzt gerichtet sein.
Atom ist ein elektrisch neutrales Teilchen, das aus einem positiv geladenen Kern und negativ geladenen Elektronen besteht.Die Struktur der Atomkerne
Kerne von Atomen bestehen aus Elementarteilchen zweier Arten: Protonen(p) und Neutronen(n). Die Summe der Protonen und Neutronen im Kern eines Atoms wird genannt Nukleonenzahl:,
wo ABER- Nukleonenzahl, N- Anzahl der Neutronen, Z ist die Anzahl der Protonen.
Protonen haben eine positive Ladung (+1), Neutronen haben keine Ladung (0), Elektronen haben eine negative Ladung (-1). Die Massen eines Protons und eines Neutrons sind ungefähr gleich, sie werden gleich 1 angenommen. Die Masse eines Elektrons ist viel geringer als die Masse eines Protons, daher wird sie in der Chemie vernachlässigt, wenn man bedenkt, dass die gesamte Masse eines Atoms ist in seinem Kern konzentriert.
Die Anzahl der positiv geladenen Protonen im Kern ist gleich der Anzahl der negativ geladenen Elektronen, also das Atom als Ganzes elektrisch neutral.
Atome mit gleicher Kernladung sind Chemisches Element.
Atome verschiedener Elemente werden genannt Nuklide.
Isotope- Atome desselben Elements mit unterschiedlicher Nukleonenzahl aufgrund einer unterschiedlichen Anzahl von Neutronen im Kern.
Isotope von Wasserstoff
| Name | EIN | Z | N |
| Protium N | 1 | 1 | 0 |
| Deuterium D | 2 | 1 | 1 |
| Tritium T | 3 | 1 | 2 |
radioaktiver Zerfall
Die Kerne von Nukliden können unter Bildung von Kernen anderer Elemente sowie anderer Teilchen zerfallen. Der spontane Zerfall von Atomen bestimmter Elemente wird genannt radioaktiv yu und solche Substanzen - radioaktiv und. Radioaktivität geht mit der Emission von Elementarteilchen und elektromagnetischen Wellen einher - Strahlung G.
Kernzerfallsgleichung- Kernreaktionen- werden wie folgt geschrieben:
Die Zeit, die es dauert, bis die Hälfte der Atome eines bestimmten Nuklids zerfallen ist, wird als Zerfall bezeichnet Halbwertszeit.
Elemente, die nur radioaktive Isotope enthalten, werden genannt radioaktiv s. Dies sind die Elemente 61 und 84-107.
Arten des radioaktiven Zerfalls
1) -rozpa d.h. -Partikel werden emittiert, d.h. Kerne eines Heliumatoms. In diesem Fall verringert sich die Nukleonenzahl des Isotops um 4 und die Ladung des Kerns um 2 Einheiten, zum Beispiel: 2) -rozpa e) In einem instabilen Kern verwandelt sich ein Neutron in ein Proton, während der Kern Elektronen und Antineutrinos emittiert. Beim -Zerfall ändert sich die Nukleonenzahl nicht und die Kernladung steigt um 1, zum Beispiel:
3) -rozpa e) Ein angeregter Kern sendet Strahlen mit sehr kurzer Wellenlänge aus, während die Energie des Kerns abnimmt, die Nukleonenzahl und Ladung des Kerns sich nicht ändern, zum Beispiel:
Die Struktur der Elektronenhüllen von Atomen der Elemente der ersten drei Perioden
Das Elektron hat eine duale Natur: Es kann sich sowohl als Teilchen als auch als Welle verhalten. Ein Elektron in einem Atom bewegt sich nicht auf bestimmten Bahnen, sondern kann sich in jedem Teil des Kernraums befinden, aber die Wahrscheinlichkeit, dass es sich in verschiedenen Teilen dieses Raums befindet, ist nicht gleich. Der Bereich um den Kern, in dem sich wahrscheinlich ein Elektron aufhält, wird als orbital Ju. Jedes Elektron in einem Atom befindet sich entsprechend seiner Energiereserve in einem bestimmten Abstand vom Atomkern. Elektronen mit mehr oder weniger gleicher Energie bilden sich Energie rіvn und, oder elektronische Schicht und.
Die Anzahl der mit Elektronen gefüllten Energieniveaus in einem Atom eines bestimmten Elements ist gleich der Nummer der Periode, in der es sich befindet.
Die Anzahl der Elektronen im äußeren Energieniveau ist gleich der Gruppenzahl inwo sich das Element befindet.
Innerhalb des gleichen Energieniveaus können sich Elektronen in ihrer Form unterscheiden e Wolken und, oder orbital und. Es gibt solche Formen von Orbitalen:
s-die Form:
p-die Form:
Es gibt auch d-, f-Orbitale und andere mit einer komplexeren Form.
Elektronen mit der gleichen Form der Elektronenwolke bilden die gleiche Energieversorgung und: s-, p-, d-, f-Unterebenen.
Die Anzahl der Unterebenen auf jeder Energieebene ist gleich der Anzahl dieser Ebene.
Innerhalb der gleichen Energieunterebene ist eine andere Verteilung der Orbitale im Raum möglich. Also in einem dreidimensionalen Koordinatensystem z s Orbitale können nur eine Position haben:
zum R-Orbitale - drei:
zum d-Orbitale - fünf, z f-Orbitale - sieben.
Orbitale repräsentieren:
s-Unterebene-
p-Unterebene-
d-Unterebene-
Ein Elektron in den Diagrammen ist durch einen Pfeil gekennzeichnet, der seinen Spin angibt. Spin ist die Drehung eines Elektrons um seine Achse. Es wird durch einen Pfeil angezeigt: oder . Zwei Elektronen im selben Orbital werden geschrieben, aber nicht .
Es können nicht mehr als zwei Elektronen in einem Orbital sein ( Pauli-Prinzip).
Prinzip der geringsten Energie th : in einem Atom ist jedes Elektron so angeordnet, dass seine Energie minimal ist (was seiner größten Bindung zum Kern entspricht).
Zum Beispiel, Elektronenverteilung im Chloratom in:
Ein ungepaartes Elektron bestimmt in diesem Zustand die Wertigkeit von Chlor - I.
Während der Aufnahme zusätzlicher Energie (Bestrahlung, Erwärmung) ist es möglich, Elektronen abzuspalten (Förderung). Dieser Zustand des Atoms wird genannt zbudzheni m. In diesem Fall nimmt die Anzahl der ungepaarten Elektronen zu und dementsprechend ändert sich die Wertigkeit des Atoms.
Erregter Zustand des Chloratoms in :
Dementsprechend kann Chlor unter der Anzahl der ungepaarten Elektronen die Valenzen III, V und VII haben.
