Atomi- aineen pienin hiukkanen, joka on kemiallisesti jakamaton. 1900-luvulla selvitettiin atomin monimutkainen rakenne. Atomit koostuvat positiivisesti varautuneista ytimiä ja negatiivisesti varautuneiden elektronien muodostama kuori. Vapaan atomin kokonaisvaraus on nolla, koska ytimen varaukset ja elektronikuori tasapainottaa toisiaan. Tässä tapauksessa ytimen varaus on yhtä suuri kuin alkuaineen lukumäärä jaksollisessa taulukossa ( atominumero) ja on yhtä suuri kuin elektronien kokonaismäärä (elektronivaraus on −1).

Atomiydin koostuu positiivisesti varautuneista protonit ja neutraalit hiukkaset - neutroneja joilla ei ole maksua. Alkuainehiukkasten yleiset ominaisuudet atomin koostumuksessa voidaan esittää taulukon muodossa:

Protonien lukumäärä on yhtä suuri kuin ytimen varaus, joten se on yhtä suuri kuin atomiluku. Atomissa olevien neutronien lukumäärän selvittämiseksi on välttämätöntä vähentää ydinvaraus (protonien lukumäärä) atomimassasta (protonien ja neutronien massojen summa).

Esimerkiksi natriumatomissa 23 Na protonien lukumäärä on p = 11 ja neutronien määrä on n = 23 − 11 = 12

Neutronien lukumäärä saman alkuaineen atomeissa voi olla erilainen. Tällaisia ​​atomeja kutsutaan isotoopit .

Atomin elektronikuorella on myös monimutkainen rakenne. Elektronit sijaitsevat energiatasoilla (elektroniset kerrokset).

Tasoluku kuvaa elektronin energiaa. Tämä johtuu siitä, että alkuainehiukkaset voivat lähettää ja vastaanottaa energiaa ei mielivaltaisen pieninä määrinä, vaan tietyissä osissa - kvanteissa. Mitä korkeampi taso, sitä enemmän energiaa elektronilla on. Koska mitä pienempi järjestelmän energia on, sitä vakaampi se on (vertaa vuoren huipulla olevan kiven alhaista vakautta, jolla on suuri potentiaalienergia, ja saman kiven vakaata asemaa alla olevalla tasangolla, kun sen energia on paljon pienempi), tasot, joilla on pieni elektronienergia, täytetään ensin ja vasta sitten - korkeat.

Tasolle mahtuvien elektronien enimmäismäärä voidaan laskea kaavalla:
N \u003d 2n 2, missä N on elektronien enimmäismäärä tasolla,
n - tason numero.

Sitten ensimmäiselle tasolle N = 2 1 2 = 2,

toiselle N = 2 2 2 = 8 jne.

Pääalaryhmien (A) elementtien elektronien lukumäärä ulkotasolla on yhtä suuri kuin ryhmänumero.

Useimmissa nykyaikaisissa jaksollisissa taulukoissa elektronien järjestys tasojen mukaan on osoitettu elementin solussa. Hyvin tärkeä ymmärtää, että tasot luetaan alas ylös, mikä vastaa heidän energiaansa. Siksi natriumia sisältävän solun numerosarake:
1
8
2

1. tasolla - 2 elektronia,

toisella tasolla - 8 elektronia,

3. tasolla - 1 elektroni
Ole varovainen, erittäin yleinen virhe!

Elektronien jakautuminen tasoilla voidaan esittää kaaviona:
11 Na)))
2 8 1

Jos jaksollinen järjestelmä ei osoita elektronien jakautumista tasojen mukaan, voit ohjata:

• elektronien enimmäismäärä: 1. tasolla enintään 2 e - ,
  2. - 8 e - ,
  ulkoisella tasolla - 8 e − ;
• elektronien lukumäärä ulkotasolla (ensimmäisille 20 elementille se on sama kuin ryhmänumero)

Sitten natriumin päättely on seuraava:

1. Elektronien kokonaismäärä on 11, joten ensimmäinen taso on täytetty ja sisältää 2 e − ;
2. Kolmas, ulompi taso sisältää 1 e − (I ryhmä)
3. Toinen taso sisältää loput elektronit: 11 − (2 + 1) = 8 (täysin täytetty)

* Selvemmän eron saamiseksi vapaan atomin ja yhdisteen atomin välillä useat kirjoittajat ehdottavat, että termiä "atomi" käytetään vain viittaamaan vapaaseen (neutraaliin) atomiin ja viittaamaan kaikkiin atomeihin, mukaan lukien yhdisteissä olevat, he ehdottavat termiä "atomihiukkaset". Aika näyttää, miten näiden ehtojen kohtalo muodostuu. Meidän näkökulmastamme atomi on määritelmän mukaan hiukkanen, joten ilmaisua "atomihiukkaset" voidaan pitää tautologiana ("voiöljy").

2. Tehtävä. Yhden reaktiotuotteen ainemäärän laskeminen, jos lähtöaineen massa tunnetaan.
Esimerkki:

Kuinka paljon vetyainetta vapautuu sinkin ja 146 g painavan suolahapon vuorovaikutuksessa?

Päätös:

1. Kirjoitamme reaktioyhtälön: Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2
2. Etsi kloorivetyhapon moolimassa: M (HCl) \u003d 1 + 35,5 \u003d 36,5 (g / mol)
   (tarkastelemme kunkin alkuaineen moolimassaa, joka on numeerisesti yhtä suuri kuin suhteellinen atomimassa, jaksollisessa taulukossa elementin etumerkin alla ja pyöristetään se kokonaislukuihin, paitsi klooria, joka on 35,5)
3. Etsi kloorivetyhappoaineen määrä: n (HCl) \u003d m / M \u003d 146 g / 36,5 g / mol \u003d 4 mol
4. Kirjoitamme saatavilla olevat tiedot reaktioyhtälön yläpuolelle ja yhtälön alle - moolien lukumäärä yhtälön mukaan (yhtä kuin aineen edessä oleva kerroin):
   4 mol x mol
   Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H2
   2 mol 1 mol
5. Teemme osuuden:
   4 mol - x mooli
   2 mol - 1 mol
   (tai selityksellä:
   4 moolista suolahappoa saat x mooli vetyä
   ja 2 moolista - 1 mooli)
6. Löydämme x:
   x= 4 mol 1 mol / 2 mol = 2 mol

Vastaus: 2 mol.

Luento: Neljän ensimmäisen jakson alkuaineiden atomien elektronikuorten rakenne: s-, p- ja d-alkuaineet

Atomin rakenne

1900-luku on "atomin rakenteen mallin" keksimisen aikaa. Annetun rakenteen perusteella oli mahdollista kehittää seuraava hypoteesi: tilavuudeltaan ja kooltaan riittävän pienen ytimen ympärillä elektronit tekevät samanlaisia ​​liikkeitä kuin planeettojen liike Auringon ympärillä. Atomin myöhempi tutkimus osoitti, että atomi itse ja sen rakenne ovat paljon monimutkaisempia kuin aiemmin. Ja tällä hetkellä, kun tieteen alalla on valtavia mahdollisuuksia, atomia ei ole täysin tutkittu. Sellaisia ​​komponentteja kuin atomi ja molekyylit pidetään mikromaailman esineinä. Siksi henkilö ei pysty harkitsemaan näitä osia yksin. Tässä maailmassa vahvistetaan täysin erilaiset lait ja säännöt, jotka eroavat makrokosmosta. Tästä eteenpäin atomin tutkimus suoritetaan sen mallilla.

Jokaiselle atomille on määritetty sarjanumero, joka on kiinnitetty Mendeleev D.I.:n jaksolliseen järjestelmään. Esimerkiksi fosforiatomin (P) sarjanumero on 15.

Eli atomi koostuu protonit (p + ) , neutroneja (n 0 ) ja elektroneja (e - ). Protonit ja neutronit muodostavat atomin ytimen, sillä on positiivinen varaus. Ja ytimen ympärillä liikkuvat elektronit "rakentavat" atomin elektronikuoren, jolla on negatiivinen varaus.

Kuinka monta elektronia on atomissa? Se on helppo tietää. Riittää, kun katsot elementin järjestysnumeroa taulukosta.

Joten, elektronien lukumäärä fosforissa on 15 . Atomin kuoren sisältämien elektronien lukumäärä on tiukasti sama kuin ytimessä olevien protonien lukumäärä. Joten protonit fosforiatomin ytimessä 15 .

Protonien ja neutronien massa, jotka muodostavat atomin ytimen massan, on sama. Ja elektronit ovat 2000 kertaa pienempiä. Tämä tarkoittaa, että koko atomin massa on keskittynyt ytimeen, elektronien massa jätetään huomiotta. Voimme myös selvittää atomin ytimen massan taulukosta. Katso taulukossa olevaa kuvaa fosforista. Alla näemme merkinnän 30, 974 - tämä on fosforiytimen massa, sen atomimassa. Kirjoittaessa pyöristetään tätä lukua. Edellisen perusteella kirjoitamme fosforiatomin rakenteen seuraavasti:

(vasemmalle alakulmaan kirjoitettiin ytimen varaus - 15, vasempaan yläreunaan atomin massan pyöristetty arvo - 31).

Fosforiatomin ydin:

(vasemmalle alareunaan kirjoitetaan varaus: protoneilla on varaus, joka on +1, ja neutronit eivät ole varattuja, eli varaus 0; vasemmassa yläkulmassa protonin ja neutronin massa, joka on yhtä suuri kuin 1, on atomin tavanomainen massayksikkö; atomin ytimen varaus on yhtä suuri kuin ytimessä olevien protonien lukumäärä, mikä tarkoittaa p = 15, ja neutronien lukumäärä on laskettava: vähennä varaus atomimassasta, ts. 31 - 15 = 16).

Fosforiatomin elektronikuori on 15 negatiivisesti varautuneita elektroneja, jotka tasapainottavat positiivisesti varautuneita protoneja. Siksi atomi on sähköisesti neutraali hiukkanen.

Energiatasot

Kuva 1

Seuraavaksi meidän on analysoitava yksityiskohtaisesti, kuinka elektronit jakautuvat atomissa. Niiden liike ei ole kaoottista, vaan on tietyn järjestyksen alainen. Jotkut käytettävissä olevista elektroneista vetäytyvät ytimeen riittävän suurella voimalla, kun taas toiset päinvastoin vetäytyvät heikosti. Perimmäinen syy tällaiseen elektronien käyttäytymiseen piilee elektronien eriasteisissa etäisyyksissä ytimestä. Tämä tarkoittaa, että elektroni, joka on lähempänä ydintä, liittyy vahvemmin siihen. Näitä elektroneja ei yksinkertaisesti voida irrottaa elektronikuoresta. Mitä kauempana elektroni on ytimestä, sitä helpompi se on "vetää" ulos kuoresta. Myös elektronin energia kasvaa, kun se siirtyy pois atomin ytimestä. Elektronin energian määrää pääkvanttiluku n, joka on yhtä suuri kuin mikä tahansa luonnollinen luku (1,2,3,4…). Elektronit, joilla on sama arvo n, muodostavat yhden elektronikerroksen, ikään kuin aidaisivat muita kaukaa liikkuvia elektroneja. Kuvassa 1 on esitetty elektronikerroksen sisältämät elektronikerrokset atomin ytimen keskellä.

Voit huomata, kuinka kerroksen tilavuus kasvaa, kun siirryt pois ytimestä. Siksi mitä kauempana kerros on ytimestä, sitä enemmän se sisältää elektroneja.

Elektronikerros sisältää elektroneja, jotka ovat samanlaisia ​​energian suhteen. Tämän vuoksi tällaisia ​​kerroksia kutsutaan usein energiatasoksi. Kuinka monta tasoa atomi voi sisältää? Energiatasojen lukumäärä on yhtä suuri kuin jakson numero jaksollisessa taulukossa D.I. jossa elementti sijaitsee. Esimerkiksi fosfori (P) on kolmannessa jaksossa, joten fosforiatomilla on kolme energiatasoa.

Riisi. 2

Kuinka saada selville yhdessä elektronikerroksessa olevien elektronien enimmäismäärä? Tätä varten käytämme kaavaa Nmax = 2n 2 , jossa n on tasonumero.

Saamme, että ensimmäinen taso sisältää vain 2 elektronia, toinen - 8, kolmas - 18, neljäs - 32.

Jokainen energiataso sisältää alatasoja. Heidän kirjeensä ovat: s-, p-, d- ja f-. Katso kuva. 2:

Energiatasot on merkitty eri väreillä ja alatasot eripaksuisilla raidoilla.

Ohuin alataso on merkitty kirjaimella s. 1s on ensimmäisen tason s-alataso, 2s on toisen tason s-alataso ja niin edelleen.

Toisella energiatasolla esiintyi p-alataso, kolmannella d-alataso ja neljännellä f-alataso.

Muista mitä näit: ensimmäinen energiataso sisältää yhden s-alatason, toinen kaksi s- ja p-alatasoa, kolmas kolme s-, p- ja d-alatasoa ja neljäs taso neljä s-, p-, d- ja f-alatasoa .

Käytössä Vain 2 elektronia voi olla s-alatasolla, enintään 6 elektronia p-alatasolla, 10 elektronia d-alatasolla ja enintään 14 elektronia f-alatasolla.

Elektroniset kiertoradat

Aluetta (paikkaa), jossa elektroni voi sijaita, kutsutaan elektronipilveksi tai orbitaaliksi. Muista, että puhumme todennäköisestä alueesta, jossa elektroni sijaitsee, koska sen liikenopeus on satoja tuhansia kertoja suurempi kuin ompelukoneen neulan nopeus. Graafisesti tämä alue näytetään soluna:

Yksi solu voi sisältää kaksi elektronia. Kuvasta 2 päätellen voimme päätellä, että s-alataso, joka sisältää enintään kaksi elektronia, voi sisältää vain yhden s-orbitaalin, on merkitty yhdellä solulla; P-alikerroksessa on kolme p-orbitaalia (3 paikkaa), d-alikerroksessa on viisi d-orbitaalia (5 paikkaa) ja f-alikerroksessa on seitsemän f-orbitaalia (7 paikkaa).

Orbitaalin muoto riippuu kiertoradan kvanttiluku (l - el) atomi. Atomienergiataso on peräisin s- Orbitaali, jolla on l= 0. Esitetty orbitaali on pallomainen. Sen jälkeisillä tasoilla s- muodostuu kiertoradat p- kiertoradat kanssa l = 1. P Orbitaalit ovat käsipainon muotoisia. Tämän muotoisia orbitaaleja on vain kolme. Jokainen mahdollinen orbitaali sisältää enintään 2 elektronia. Seuraavaksi tulevat monimutkaisemmat rakenteet. d-orbitaalit ( l= 2) ja niiden jälkeen f-orbitaalit ( l = 3).

Riisi. 3 Orbitaalien muoto

Elektronit kiertoradalla näytetään nuolina. Jos orbitaalit sisältävät kukin yhden elektronin, ne ovat yksisuuntaisia ​​- nuoli ylös:

Jos kiertoradalla on kaksi elektronia, niillä on kaksi suuntaa: nuoli ylös ja nuoli alas, ts. elektronit ovat vastakkaisiin suuntiin:

Tätä elektronien rakennetta kutsutaan valenssiksi.

Atomiratojen täyttämiselle elektroneilla on kolme ehtoa:

1 ehto: Vähimmäisenergian periaate. Orbitaalien täyttö alkaa alatasolta, jolla on pienin energia. Tämän periaatteen mukaan alatasot täytetään seuraavassa järjestyksessä: ottavat paikan ylemmän tason alatasolla, vaikka alemman tason alitasoa ei täytetä. Esimerkiksi fosforiatomin valenssikonfiguraatio näyttää tältä:

Riisi. 4

2 ehto: Paulin periaate. Yksi orbitaali sisältää 2 elektronia (elektronipari) eikä enempää. Mutta vain yhden elektronin sisältö on myös mahdollista. Sitä kutsutaan parittomaksi.

3 ehto: Hundin sääntö. Jokainen yhden alitason orbitaali täytetään ensin yhdellä elektronilla, sitten niihin lisätään toinen elektroni. Elämässä on nähty samankaltainen tilanne, kun tuntemattomat bussimatkustajat ottavat ensin kaikki vapaat paikat yksi kerrallaan ja sitten kaksi paikkaa.

Atomin elektroninen konfiguraatio maa- ja viritystilassa

Atomin energia sen perustilassa on pienin. Jos atomit alkavat vastaanottaa energiaa ulkopuolelta, esimerkiksi kun ainetta kuumennetaan, ne siirtyvät perustilasta virittyneeseen. Tämä siirtymä on mahdollista vapaiden orbitaalien läsnä ollessa, joille elektronit voivat liikkua. Mutta tämä on väliaikaista, jolloin energiaa vapautuu, kiihtynyt atomi palaa perustilaansa.

Vahvistataanpa tietomme esimerkin avulla. Harkitse sähköistä konfiguraatiota, ts. elektronien pitoisuus maaperässä olevan fosforiatomin kiertoradalla (virittymätön tila). Palataanpa taas kuvioon. 4. Muista siis, että fosforiatomilla on kolme energiatasoa, joita edustavat puolikaaret: +15)))

Jaetaan käytettävissä olevat 15 elektronia näille kolmelle energiatasolle:

Tällaisia ​​kaavoja kutsutaan elektronisiksi konfiguraatioiksi. On myös elektronisia - graafisia, ne kuvaavat elektronien sijoitusta energiatasojen sisällä. Fosforin elektroninen graafinen kokoonpano näyttää tältä: 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 3 (tässä suuret luvut ovat energiatasojen numeroita, kirjaimet ovat alitasoja ja pienet luvut ovat alitason elektronien lukumäärää, jos lasket ne yhteen, saat luvun 15).

Fosforiatomin 1 viritetyssä tilassa elektroni siirtyy 3s-kiertoradalta 3d-kiertoradalle, ja konfiguraatio näyttää tältä: 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 1 3 p 3 3 p 1 .

Elektronit

Atomin käsite syntyi muinaisessa maailmassa tarkoittamaan aineen hiukkasia. Kreikaksi atomi tarkoittaa "jakamaton".

Irlantilainen fyysikko Stoney päätyi kokeiden perusteella siihen johtopäätökseen, että sähköä kuljettavat kaikkien kemiallisten alkuaineiden atomeissa olevat pienimmät hiukkaset. Vuonna 1891 Stoney ehdotti näiden hiukkasten kutsumista elektroneiksi, mikä kreikaksi tarkoittaa "meripihkaa". Muutama vuosi sen jälkeen, kun elektroni sai nimensä, englantilainen fyysikko Joseph Thomson ja ranskalainen fyysikko Jean Perrin osoittivat, että elektroneissa on negatiivinen varaus. Tämä on pienin negatiivinen varaus, joka kemiassa otetaan yksikkönä (-1). Thomson onnistui jopa määrittämään elektronin nopeuden (elektronin nopeus kiertoradalla on kääntäen verrannollinen kiertoradan lukumäärään n. Rattojen säteet kasvavat suhteessa kiertoradan neliöön. Vedyn ensimmäisellä kiertoradalla atomi (n=1; Z=1), nopeus on ≈ 2,2 106 m / c, eli noin sata kertaa pienempi kuin valon nopeus c=3 108 m/s.) ja elektronin massa ( se on lähes 2000 kertaa pienempi kuin vetyatomin massa).

Elektronien tila atomissa

Elektronin tila atomissa on joukko tietoa tietyn elektronin energiasta ja tilasta, jossa se sijaitsee. Atomissa olevalla elektronilla ei ole liikerataa, eli voidaan puhua vain todennäköisyys löytää se ydintä ympäröivästä tilasta.

Se voi sijaita missä tahansa osassa tätä ydintä ympäröivää tilaa, ja sen eri asemien kokonaisuutta pidetään elektronipilvenä, jolla on tietty negatiivinen varaustiheys. Kuvannollisesti tämä voidaan kuvitella seuraavasti: jos elektronin sijainti atomissa olisi mahdollista kuvata sekunnin sadasosissa tai miljoonasosissa, kuten valokuvan viimeistelyssä, silloin elektroni sellaisissa valokuvissa olisi esitetty pisteinä. Lukemattomien tällaisten valokuvien peittäminen johtaisi kuvan elektronipilvestä, jonka tiheys on suurin, jossa on suurin osa näistä pisteistä.

Atomiytimen ympärillä olevaa tilaa, jossa elektroni todennäköisimmin löytyy, kutsutaan kiertoradalla. Se sisältää noin 90% e-pilvi, ja tämä tarkoittaa, että noin 90 % ajasta elektroni on tässä avaruuden osassa. Erottuu muodon mukaan 4 tällä hetkellä tunnettua orbitaalityyppiä, jotka on merkitty latinaksi kirjaimet s, p, d ja f. Kuvassa on graafinen esitys eräistä elektronisten kiertoradan muodoista.

Tärkein ominaisuus elektronin liikkeelle tietyllä kiertoradalla on sen yhteyden energia ytimeen. Elektronit, joilla on samanlaiset energia-arvot, muodostavat yhden elektronikerroksen tai energiatason. Energiatasot on numeroitu ytimestä alkaen - 1, 2, 3, 4, 5, 6 ja 7.

Kokonaislukua n, joka ilmaisee energiatason numeroa, kutsutaan pääkvanttiluvuksi. Se luonnehtii tietyllä energiatasolla olevien elektronien energiaa. Ensimmäisen energiatason elektroneilla, jotka ovat lähimpänä ydintä, on alhaisin energia. Verrattuna ensimmäisen tason elektroneihin, seuraavien tasojen elektroneille on ominaista suuri määrä energiaa. Näin ollen ulomman tason elektronit ovat vähiten sitoutuneita atomin ytimeen.

Suurin määrä elektroneja energiatasolla määritetään kaavalla:

N = 2n2,

missä N on elektronien maksimimäärä; n on tasonumero tai pääkvanttiluku. Näin ollen ydintä lähimpänä oleva ensimmäinen energiataso voi sisältää enintään kaksi elektronia; toisella - enintään 8; kolmannella - enintään 18; neljännellä - enintään 32.

Toisesta energiatasosta (n = 2) alkaen kukin tasoista on jaettu alatasoiksi (alikerroksiksi), jotka eroavat jonkin verran toisistaan ​​sitoutumisenergian suhteen ytimeen. Alatasojen lukumäärä on yhtä suuri kuin pääkvanttiluvun arvo: ensimmäisellä energiatasolla on yksi alataso; toinen - kaksi; kolmas - kolme; neljäs - neljä alatasoa. Alatasot puolestaan ​​muodostuvat orbitaaleista. Jokainen arvon vastaa orbitaalien lukumäärää, joka on yhtä suuri kuin n.

On tapana merkitä alatasot latinalaisilla kirjaimilla sekä niiden kiertoradan muoto, joista ne koostuvat: s, p, d, f.

Protonit ja neutronit

Minkä tahansa kemiallisen alkuaineen atomi on verrattavissa pieneen aurinkokuntaan. Siksi tällaista E. Rutherfordin ehdottamaa atomin mallia kutsutaan planetaarinen.

Atomiydin, johon atomin koko massa on keskittynyt, koostuu kahden tyyppisistä hiukkasista - protoneja ja neutroneja.

Protonien varaus on yhtä suuri kuin elektronien varaus, mutta vastakkainen etumerkissä (+1), ja massa on yhtä suuri kuin vetyatomin massa (kemiassa se hyväksytään yksikkönä). Neutroneilla ei ole varausta, ne ovat neutraaleja ja niiden massa on yhtä suuri kuin protonilla.

Protoneja ja neutroneja kutsutaan yhteisesti nukleoneiksi (latinan sanasta nucleus - ydin). Atomissa olevien protonien ja neutronien lukumäärän summaa kutsutaan massaluvuksi. Esimerkiksi alumiiniatomin massaluku:

13 + 14 = 27

protonien lukumäärä 13, neutronien lukumäärä 14, massaluku 27

Koska elektronin massa, joka on mitätön, voidaan jättää huomiotta, on selvää, että koko atomin massa on keskittynyt ytimeen. Elektronit edustavat e - .

Koska atomi sähköisesti neutraali, on myös ilmeistä, että protonien ja elektronien määrä atomissa on sama. Se on sama kuin sille jaksollisessa järjestelmässä määritetyn kemiallisen alkuaineen sarjanumero. Atomin massa koostuu protonien ja neutronien massasta. Kun tiedät alkuaineen sarjanumeron (Z), eli protonien lukumäärän ja massaluvun (A), joka on yhtä suuri kuin protonien ja neutronien lukumäärän summa, voit selvittää neutronien lukumäärän (N) käyttämällä kaava:

N = A-Z

Esimerkiksi neutronien lukumäärä rautaatomissa on:

56 — 26 = 30

isotoopit

Saman alkuaineen atomien lajikkeita, joilla on sama ydinvaraus, mutta eri massaluvut, kutsutaan isotoopit. Luonnossa esiintyvät kemialliset alkuaineet ovat isotooppien sekoituksia. Joten hiilellä on kolme isotooppia, joiden massa on 12, 13, 14; happi - kolme isotooppia, joiden massa on 16, 17, 18 jne. Yleensä jaksollisessa järjestelmässä kemiallisen alkuaineen suhteellinen atomimassa on tietyn alkuaineen isotooppien luonnollisen seoksen atomimassojen keskiarvo, ottaen huomioon niiden suhteellinen runsaus luonnossa. Useimpien kemiallisten alkuaineiden isotooppien kemialliset ominaisuudet ovat täsmälleen samat. Vedyn isotoopit eroavat kuitenkin suuresti ominaisuuksiltaan johtuen niiden suhteellisen atomimassan dramaattisesta kertaistumisesta; niille on jopa annettu yksittäisiä nimiä ja kemiallisia symboleja.

Ensimmäisen jakson elementtejä

Kaavio vetyatomin elektronisesta rakenteesta:

Kaaviot atomien elektronisesta rakenteesta osoittavat elektronien jakautumisen elektronikerrosten (energiatasojen) yli.

Vetyatomin graafinen elektroninen kaava (näyttää elektronien jakautumisen energiatasoilla ja alatasoilla):

Graafiset atomien elektroniset kaavat osoittavat elektronien jakautumisen paitsi tasoilla ja alatasoilla, myös kiertoradoilla.

Heliumatomissa ensimmäinen elektronikerros on valmis - siinä on 2 elektronia. Vety ja helium ovat s-alkuaineita; näiden atomien s-orbitaali on täynnä elektroneja.

Kaikki toisen jakson elementit ensimmäinen elektronikerros täyttyy, ja elektronit täyttävät toisen elektronikerroksen s- ja p-orbitaalit pienimmän energian periaatteen (ensin s ja sitten p) sekä Paulin ja Hundin sääntöjen mukaisesti.

Neonatomissa toinen elektronikerros on valmis - siinä on 8 elektronia.

Kolmannen jakson alkuaineiden atomeille ensimmäinen ja toinen elektronikerros valmistuvat, joten täytetään kolmas elektronikerros, jossa elektronit voivat miehittää 3s-, 3p- ja 3d-alatasoja.

3s-elektronikiertorata valmistuu magnesiumatomissa. Na ja Mg ovat s-alkuaineita.

Alumiinille ja sitä seuraaville elementeille 3p-alitaso on täytetty elektroneilla.

Kolmannen jakson elementeillä on täyttämättömät 3D-kiertoradat.

Kaikki alkiot Al:sta Ar:iin ovat p-elementtejä. s- ja p-elementit muodostavat jaksollisen järjestelmän pääalaryhmät.

Neljännen - seitsemännen jakson elementit

Neljäs elektronikerros ilmestyy kalium- ja kalsiumatomeihin, 4s-alataso täyttyy, koska siinä on vähemmän energiaa kuin 3d-alatasolla.

K, Ca - pääalaryhmiin sisältyvät s-elementit. Atomilla Sc:stä Zn:ään 3d-alitaso on täynnä elektroneja. Nämä ovat 3D-elementtejä. Ne sisältyvät toissijaisiin alaryhmiin, niillä on esiulkoinen elektronikerros täytetty, niitä kutsutaan siirtymäelementeiksi.

Kiinnitä huomiota kromi- ja kupariatomien elektronikuorten rakenteeseen. Niissä tapahtuu yhden elektronin "vika" 4s-alatasolta 3d-alatasolle, mikä selittyy tuloksena olevien elektronisten konfiguraatioiden 3d 5 ja 3d 10 suuremmalla energiastabiiliudella:

Sinkkiatomissa kolmas elektronikerros on valmis - kaikki 3s-, 3p- ja 3d-alatasot täyttyvät siinä, yhteensä niissä on 18 elektronia. Sinkkiä seuraavissa alkuaineissa neljäs elektronikerros, 4p-alitaso, täyttyy edelleen.

Elementit Ga:sta Kr:iin ovat p-elementtejä.

Kryptonatomin ulkokerros (neljäs) on täydellinen ja siinä on 8 elektronia. Mutta neljännessä elektronikerroksessa voi olla vain 32 elektronia; kryptonatomin 4d- ja 4f-alatasot ovat edelleen täyttämättä Viidennen jakson alkuaineet täyttävät alatasot seuraavassa järjestyksessä: 5s - 4d - 5p. Ja on myös poikkeuksia, jotka liittyvät " epäonnistuminen» elektronit, y 41 Nb, 42 Mo, 44 ​​​​Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

Kuudennessa ja seitsemännessä jaksossa esiintyvät f-elementit, eli elementit, joissa kolmannen ulomman elektronikerroksen 4f- ja 5f-alatasot täytetään vastaavasti.

4f-elementtejä kutsutaan lantanideiksi.

5f-elementtejä kutsutaan aktinideiksi.

Elektronisten alatasojen täyttöjärjestys kuudennen jakson alkuaineiden atomeissa: 55 Cs ja 56 Ba - 6s-alkuaineita; 57 La … 6s 2 5d x - 5d elementti; 58 Ce - 71 Lu - 4f elementtejä; 72 Hf - 80 Hg - 5d elementit; 81 T1 - 86 Rn - 6d elementtejä. Mutta täälläkin on elementtejä, joissa elektronisten kiertoradojen täyttöjärjestystä "rikotaan", mikä liittyy esimerkiksi puoli- ja täysin täytettyjen f-alatasojen, eli nf 7 ja nf 14, suurempaan energiastabiilisuuteen. Riippuen siitä, mikä atomin alataso on viimeksi täytetty elektroneilla, kaikki alkuaineet jaetaan neljään elektroniperheeseen tai lohkoon:

• s-elementtejä. Atomin ulkotason s-alataso on täynnä elektroneja; s-alkuaineita ovat vety, helium ja ryhmien I ja II pääalaryhmien alkuaineet.

• p-elementtejä. Atomin ulkotason p-alataso on täynnä elektroneja; p-elementit sisältävät elementtejä III-VIII-ryhmien pääalaryhmistä.

• d-elementtejä. Atomin esiulkoisen tason d-alataso on täynnä elektroneja; d-elementit sisältävät elementtejä ryhmien I-VIII toissijaisista alaryhmistä, eli s- ja p-elementtien välissä sijaitsevien suurten ajanjaksojen välisten vuosikymmenien elementtejä. Niitä kutsutaan myös siirtymäelementeiksi.

• f-elementtejä. Atomin kolmannen ulkotason f-alataso on täynnä elektroneja; näitä ovat lantanidit ja antinoidit.

Sveitsiläinen fyysikko W. Pauli vuonna 1925 totesi, että atomissa yhdellä kiertoradalla ei voi olla enempää kuin kaksi elektronia, joilla on vastakkaiset (antiparalleeliset) spinit (käännettynä englanniksi "spindle"), eli joilla on sellaisia ​​ominaisuuksia, jotka voidaan ehdollisesti kuvitella esim. elektronin pyöriminen kuvitteellisen akselinsa ympäri: myötä- tai vastapäivään.

Tätä periaatetta kutsutaan Paulin periaate. Jos kiertoradalla on yksi elektroni, sitä kutsutaan parittomaksi, jos niitä on kaksi, niin nämä ovat parillisia elektroneja, eli elektroneja, joilla on vastakkaiset spinit. Kuvassa on kaavio energiatasojen jakautumisesta alatasoihin ja niiden täyttöjärjestykseen.

Hyvin usein atomien elektronikuorten rakennetta kuvataan käyttämällä energiaa tai kvanttisoluja - ne kirjoittavat niin sanottuja graafisia elektronisia kaavoja. Tässä tietueessa käytetään seuraavaa merkintää: jokainen kvanttisolu on merkitty solulla, joka vastaa yhtä kiertorataa; jokainen elektroni on osoitettu nuolella, joka vastaa spinin suuntaa. Graafista sähköistä kaavaa kirjoitettaessa tulee muistaa kaksi sääntöä: Paulin periaate ja F. Hundin sääntö, jonka mukaan elektronit miehittävät vapaita soluja ensin yksi kerrallaan ja niillä on sama spin-arvo, ja vasta sitten ne pariutuvat, mutta spinit ovat Paulin periaatteen mukaan jo vastakkaisia.

Hundin sääntö ja Paulin periaate

Hundin sääntö- kvanttikemian sääntö, joka määrittää tietyn alikerroksen orbitaalien täyttöjärjestyksen ja on muotoiltu seuraavasti: tämän alikerroksen elektronien spin-kvanttimäärän kokonaisarvon tulee olla maksimi. Friedrich Hundin muotoilema vuonna 1925.

Tämä tarkoittaa, että jokaisella alikerroksen kiertoradalla täytetään ensin yksi elektroni, ja vasta täyttämättömien orbitaalien loppumisen jälkeen lisätään toinen elektroni tälle kiertoradalle. Tässä tapauksessa samalla kiertoradalla on kaksi elektronia, joiden puolikokoiset spinit ovat vastakkaisia, jotka pariutuvat (muodostavat kahden elektronin pilven) ja tämän seurauksena kiertoradan kokonaisspin on yhtä suuri kuin nolla.

Muu sanamuoto: Energian alapuolella on atomitermi, jolle kaksi ehtoa täyttyy.

1. Moninkertaisuus on maksimi
2. Kun kerrannaisuudet ovat samat, kokonaisliikemäärä L on maksimi.

Analysoidaan tätä sääntöä p-alitason orbitaalien täytön esimerkillä p- toisen jakson elementit (eli boorista neoniin (alla olevassa kaaviossa vaakaviivat osoittavat kiertoradat, pystysuorat nuolet osoittavat elektroneja ja nuolen suunta osoittaa spinin suunnan).

Klechkovskyn sääntö

Klechkovskyn sääntö - kun elektronien kokonaismäärä atomeissa kasvaa (niiden ytimien varausten tai kemiallisten alkuaineiden järjestyslukujen kasvaessa), atomikiertoradat asutetaan siten, että elektronien esiintyminen korkeamman energian kiertoradalla riippuu vain pääkvanttiluku n eikä se ole riippuvainen kaikista muista kvanttiluvuista, mukaan lukien luvusta l tulevat kvanttiluvut. Fyysisesti tämä tarkoittaa, että vedyn kaltaisessa atomissa (elektronien välisen repulsion puuttuessa) elektronin kiertorataenergian määrää vain elektronin varaustiheyden avaruudellinen etäisyys ytimestä, eikä se riipu sen liikkeen ominaisuuksista. ytimen alalla.

Klechkovskyn empiirinen sääntö ja siitä syntyvän, hieman ristiriitaisen atomikiertoradan todellisen energiasekvenssin sekvenssi vain kahdessa samantyyppisessä tapauksessa: atomeille Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au, on olemassa elektronin "vika" ulkokerroksen s -alitasolla edellisen kerroksen d-alatasoon, mikä johtaa atomin energeettisesti vakaampaan tilaan, nimittäin: sen jälkeen, kun kiertorata 6 on täytetty kahdella elektroneja s

Atomin koostumus.

Atomi koostuu atomiydin ja elektronikuori.

Atomin ydin koostuu protoneista ( p+) ja neutronit ( n 0). Useimmilla vetyatomeilla on yksi protoniydin.

Protonien lukumäärä N(p+) on yhtä suuri kuin ydinvaraus ( Z) ja elementin järjestysnumero luonnollisessa elementtisarjassa (ja jaksollisessa elementtijärjestelmässä).

N(p +) = Z

Neutronien lukumäärän summa N(n 0), merkitty yksinkertaisesti kirjaimella N ja protonien lukumäärä Z nimeltään massanumero ja se on merkitty kirjaimella MUTTA.

A = Z + N

Atomin elektronikuori koostuu elektroneista, jotka liikkuvat ytimen ympärillä ( e -).

Elektronien lukumäärä N(e-) neutraalin atomin elektronikuoressa on yhtä suuri kuin protonien lukumäärä Z sen ytimessä.

Protonin massa on suunnilleen yhtä suuri kuin neutronin massa ja 1840 kertaa elektronin massa, joten atomin massa on käytännössä yhtä suuri kuin ytimen massa.

Atomin muoto on pallomainen. Ytimen säde on noin 100 000 kertaa pienempi kuin atomin säde.

Kemiallinen alkuaine- atomityyppi (atomijoukko), joilla on sama ydinvaraus (sama määrä protoneja ytimessä).

Isotooppi- yhden alkuaineen atomijoukko, jossa on sama määrä neutroneja ytimessä (tai atomityyppi, jolla on sama määrä protoneja ja sama määrä neutroneja ytimessä).

Eri isotoopit eroavat toisistaan ​​​​atomien ytimien neutronien lukumäärässä.

Yksittäisen atomin tai isotoopin nimitys: (E - elementin symboli), esimerkiksi: .

Atomin elektronikuoren rakenne

atomikiertorata on elektronin tila atomissa. Ratasymboli - . Jokainen orbitaali vastaa elektronipilveä.

Todellisten atomien kiertoradat pohjatilassa (virittymättömässä) ovat neljää tyyppiä: s, p, d ja f.

elektroninen pilvi- avaruuden osa, josta elektroni löytyy 90 (tai suuremmalla) prosentin todennäköisyydellä.

Huomautus: joskus käsitteitä "atomikiertorata" ja "elektronipilvi" ei eroteta, ja molempia kutsutaan "atomikiertoradalle".

Atomin elektronikuori on kerrostettu. Elektroninen kerros muodostuu samankokoisista elektronipilvistä. Muodostuvat yhden kerroksen orbitaalit elektroninen ("energia") taso, niiden energiat ovat samat vetyatomille, mutta erilaiset muille atomeille.

Saman tason kiertoradat on ryhmitelty elektroninen (energia) alatasot:
s- alataso (koostuu yhdestä s-orbitaalit), symboli - .
p alataso (koostuu kolmesta p
d alataso (koostuu viidestä d-orbitaalit), symboli - .
f alataso (koostuu seitsemästä f-orbitaalit), symboli - .

Saman alitason orbitaalien energiat ovat samat.

Alatasoja määritettäessä kerroksen numero (elektroninen taso) lisätään alitason symboliin, esimerkiksi: 2 s, 3p, 5d tarkoittaa s- toisen tason alataso, p- kolmannen tason alataso, d- viidennen tason alataso.

Alatasojen kokonaismäärä yhdellä tasolla on yhtä suuri kuin tason numero n. Orbitaalien kokonaismäärä yhdellä tasolla on n 2. Vastaavasti myös pilvien kokonaismäärä yhdessä kerroksessa on n 2 .

Nimitykset: - vapaa orbitaali (ilman elektroneja), - kiertorata, jossa on pariton elektroni, - orbitaali elektroniparilla (kahdella elektronilla).

Järjestys, jossa elektronit täyttävät atomin kiertoradat, määräytyy kolmen luonnonlain mukaan (formulaatiot on annettu yksinkertaistettuna):

1. Vähimmän energian periaate - elektronit täyttävät kiertoradat kiertoradan energian kasvun järjestyksessä.

2. Paulin periaate - yhdellä kiertoradalla ei voi olla enempää kuin kaksi elektronia.

3. Hundin sääntö - alitason sisällä elektronit täyttävät ensin vapaat kiertoradat (yksi kerrallaan) ja vasta sen jälkeen muodostavat elektronipareja.

Elektronien kokonaismäärä elektronisella tasolla (tai elektronikerroksessa) on 2 n 2 .

Alatasojen jakauma energian mukaan ilmaistaan ​​seuraavaksi (energian kasvun järjestyksessä):

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p ...

Visuaalisesti tämä sekvenssi ilmaistaan ​​energiakaaviolla:

Atomin elektronien jakautuminen tasojen, alatasojen ja kiertoradojen mukaan (atomin elektroninen konfiguraatio) voidaan kuvata elektronisen kaavan, energiakaavion tai yksinkertaisemmin elektronikerroskaavion muodossa (" sähköinen kaavio").

Esimerkkejä atomien elektronisesta rakenteesta:

valenssielektronit- atomin elektronit, jotka voivat osallistua kemiallisten sidosten muodostukseen. Jokaiselle atomille nämä ovat kaikki ulommat elektronit sekä ne esiulkoiset elektronit, joiden energia on suurempi kuin ulompien elektronien. Esimerkiksi: Ca-atomilla on 4 ulkoelektronia s 2, ne ovat myös valenssia; Fe-atomilla on ulkoisia elektroneja - 4 s 2 mutta hänellä on 3 d 6, joten rautaatomilla on 8 valenssielektronia. Kalsiumatomin valenssielektroninen kaava on 4 s 2 ja rautaatomit - 4 s 2 3d 6 .

D. I. Mendelejevin kemiallisten alkuaineiden jaksollinen järjestelmä
(luonnollinen kemiallisten alkuaineiden järjestelmä)

Kemiallisten alkuaineiden jaksollinen laki(nykyaikainen muotoilu): kemiallisten alkuaineiden sekä niiden muodostamien yksinkertaisten ja monimutkaisten aineiden ominaisuudet ovat ajoittain riippuvaisia ​​atomiytimien varauksen arvosta.

Jaksollinen järjestelmä- jaksollisen lain graafinen ilmaus.

Luonnollinen valikoima kemiallisia alkuaineita- joukko kemiallisia alkuaineita, jotka on järjestetty niiden atomien ytimien protonien lukumäärän kasvun mukaan tai, mikä on sama, näiden atomien ytimien varausten lisääntymisen mukaan. Tämän sarjan elementin sarjanumero on yhtä suuri kuin minkä tahansa tämän alkuaineen atomin ytimessä olevien protonien lukumäärä.

Kemiallisten alkuaineiden taulukko on rakennettu "leikkaamalla" luonnollinen kemiallisten alkuaineiden sarja kausia(taulukon vaakasuuntaiset rivit) ja ryhmittelyt (taulukon pystysarakkeet) elementeistä, joilla on samanlainen atomien elektroninen rakenne.

Taulukko voi olla sen mukaan, kuinka elementit yhdistetään ryhmiin pitkä aika(alkuaineet, joilla on sama määrä ja tyyppi valenssielektroneja kerätään ryhmiin) ja Lyhytaikainen(alkuaineet, joissa on sama määrä valenssielektroneja, kerätään ryhmiin).

Lyhyen jaksotaulukon ryhmät on jaettu alaryhmiin ( pää ja sivuvaikutukset), jotka ovat yhtäpitäviä pitkän ajanjakson taulukon ryhmien kanssa.

Kaikilla saman ajanjakson alkuaineiden atomeilla on sama määrä elektronikerroksia, joka on yhtä suuri kuin jakson lukumäärä.

Alkuaineiden määrä jaksoissa: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Suurin osa kahdeksannen jakson alkuaineista on saatu keinotekoisesti, tämän jakson viimeisiä elementtejä ei ole vielä syntetisoitu. Kaikki jaksot ensimmäistä lukuun ottamatta alkavat alkalimetallia muodostavalla alkuaineella (Li, Na, K jne.) ja päättyvät jalokaasua muodostavaan alkuaineeseen (He, Ne, Ar, Kr jne.).

Lyhyessä jaksotaulukossa - kahdeksan ryhmää, joista jokainen on jaettu kahteen alaryhmään (pää- ja toissijaiseen), pitkässä jaksotaulukossa - kuusitoista ryhmää, jotka on numeroitu roomalaisilla numeroilla kirjaimilla A tai B, esimerkiksi: IA, IIIB, VIA, VIIB. Pitkän jaksotaulukon ryhmä IA vastaa lyhyen jaksotaulukon ensimmäisen ryhmän pääalaryhmää; ryhmä VIIB - seitsemännen ryhmän toissijainen alaryhmä: loput - samoin.

Kemiallisten alkuaineiden ominaisuudet muuttuvat luonnollisesti ryhmissä ja jaksoissa.

Jaksoissa (nousevalla sarjanumerolla)

• ydinvaraus kasvaa
• ulkoisten elektronien määrä kasvaa,
• atomien säde pienenee,
• elektronien sidoslujuus ytimeen kasvaa (ionisaatioenergia),
• elektronegatiivisuus kasvaa.
• yksinkertaisten aineiden hapettavat ominaisuudet paranevat ("ei-metallisuus"),
• yksinkertaisten aineiden pelkistävät ominaisuudet ("metallisuus") heikkenevät,
• heikentää hydroksidien ja vastaavien oksidien perusominaisuuksia,
• hydroksidien ja vastaavien oksidien hapan luonne kasvaa.

Ryhmissä (kasvava sarjanumero)

• ydinvaraus kasvaa
• atomien säde kasvaa (vain A-ryhmissä),
• elektronien ja ytimen välisen sidoksen vahvuus pienenee (ionisaatioenergia; vain A-ryhmissä),
• elektronegatiivisuus laskee (vain A-ryhmissä),
• heikentää yksinkertaisten aineiden hapettavia ominaisuuksia ("ei-metallisuus"; vain A-ryhmissä),
• yksinkertaisten aineiden pelkistävät ominaisuudet paranevat ("metallisuus"; vain A-ryhmissä),
• hydroksidien ja vastaavien oksidien perusluonne kasvaa (vain A-ryhmissä),
• hydroksidien ja vastaavien oksidien hapan luonne heikkenee (vain A-ryhmissä),
• vetyyhdisteiden stabiilisuus heikkenee (niiden pelkistävä aktiivisuus kasvaa; vain A-ryhmissä).

Tehtävät ja testit aiheesta "Aihe 9. "Atomin rakenne. D. I. Mendelejevin (PSCE) jaksollinen laki ja kemiallisten alkuaineiden jaksollinen järjestelmä."

• Jaksollinen laki - Jaksollinen laki ja atomien rakenne Arvosanat 8–9
  Sinun pitäisi tietää: orbitaalien täyttämisen elektroneilla lait (vähimmän energian periaate, Paulin periaate, Hundin sääntö), jaksollisen elementtijärjestelmän rakenne.

  Sinun pitäisi pystyä: määrittämään atomin koostumus alkuaineen sijainnin perusteella jaksollisessa järjestelmässä ja päinvastoin löytämään alkuaine jaksollisesta järjestelmästä tietäen sen koostumuksen; kuvata rakennekaavio, atomin, ionin elektroninen konfiguraatio ja päinvastoin määrittää kemiallisen alkuaineen sijainti PSCE:ssä kaaviosta ja elektronisesta konfiguraatiosta; luonnehtia alkuainetta ja sen muodostamia aineita sen aseman mukaan PSCE:ssä; määrittää atomien säteen muutokset, kemiallisten alkuaineiden ominaisuudet ja niiden muodostamat aineet jaksollisen järjestelmän yhdessä jaksossa ja yhdessä pääalaryhmässä.

  Esimerkki 1 Määritä orbitaalien lukumäärä kolmannella elektronisella tasolla. Mitä nämä orbitaalit ovat?
  Orbitaalien lukumäärän määrittämiseksi käytämme kaavaa N kiertoradat = n 2, missä n- tasonumero. N orbitaalit = 3 2 = 9. Yksi 3 s-, kolme 3 p- ja viisi 3 d- kiertoradat.

  Esimerkki 2 Määritä minkä alkuaineen atomi on elektronikaava 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 .
  Jotta voit määrittää, mikä elementti se on, sinun on selvitettävä sen sarjanumero, joka on yhtä suuri kuin atomin elektronien kokonaismäärä. Tässä tapauksessa: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Tämä on alumiinia.

  Kun olet varmistanut, että kaikki tarvitsemasi on opittu, siirry tehtäviin. Toivotamme sinulle menestystä.

  
  Suositeltava kirjallisuus:
  • O. S. Gabrielyan ym. Kemia, 11. luokka. M., Bustard, 2002;
  • G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. Kemia 11 solua. M., Koulutus, 2001.

Atomi on kemiallisen aineen pienin hiukkanen, joka pystyy säilyttämään ominaisuutensa. Sana "atomi" tulee antiikin kreikan sanasta "atomos", joka tarkoittaa "jakamaton". Sen mukaan, kuinka monta ja mitä hiukkasia atomissa on, voit määrittää kemiallisen alkuaineen.

Lyhyesti atomin rakenteesta

Kuten voit lyhyesti luetella, perustietoa on yksiytiminen hiukkanen, joka on positiivisesti varautunut. Tämän ytimen ympärillä on negatiivisesti varautunut elektronien pilvi. Jokainen atomi normaalitilassaan on neutraali. Tämän hiukkasen koko voidaan määrittää täysin ydintä ympäröivän elektronipilven koon perusteella.

Ydin itse puolestaan ​​koostuu myös pienemmistä hiukkasista - protoneista ja neutroneista. Protonit ovat positiivisesti varautuneita. Neutroneilla ei ole varausta. Protonit ja neutronit yhdistetään kuitenkin yhteen luokkaan ja niitä kutsutaan nukleoneiksi. Jos perustietoa atomin rakenteesta tarvitaan lyhyesti, tämä tieto voidaan rajoittaa lueteltuihin tietoihin..

Ensimmäiset tiedot atomista

Jo muinaiset kreikkalaiset epäilivät, että aine voi koostua pienistä hiukkasista. He uskoivat, että kaikki olemassa oleva koostuu atomeista. Tämä näkemys oli kuitenkin luonteeltaan puhtaasti filosofinen, eikä sitä voida tulkita tieteellisesti.

Englantilainen tiedemies sai ensimmäisenä perustiedot atomin rakenteesta, ja tämä tutkija sai selville, että kaksi kemiallista alkuainetta voivat olla eri suhteessa ja jokainen tällainen yhdistelmä edustaa uutta ainetta. Esimerkiksi kahdeksan osaa happea synnyttää hiilidioksidia. Neljä osaa happea on hiilimonoksidia.

Vuonna 1803 Dalton löysi niin sanotun useiden suhteiden lain kemiassa. Epäsuorien mittausten avulla (koska ainuttakaan atomia ei silloin voitu tutkia silloisilla mikroskoopeilla) Dalton päätteli atomien suhteellisesta painosta..

Rutherfordin tutkimus

Lähes vuosisataa myöhemmin toinen englantilainen kemisti vahvisti perustiedot atomien rakenteesta - tiedemies ehdotti mallia pienimpien hiukkasten elektronikuoresta.

Tuolloin Rutherfordin "Atomin planeettamalli" oli yksi tärkeimmistä askeleista, jonka kemia voi ottaa. Perustiedot atomin rakenteesta osoittivat sen olevan samanlainen kuin aurinkokunta: hiukkaset-elektronit pyörivät ytimen ympäri tiukasti määritellyillä kiertoradoilla, aivan kuten planeetatkin.

Atomien elektroninen kuori ja kemiallisten alkuaineiden atomien kaavat

Jokaisen atomin elektronikuori sisältää täsmälleen niin monta elektronia kuin sen ytimessä on protoneja. Tästä syystä atomi on neutraali. Vuonna 1913 toinen tiedemies sai perustiedot atomin rakenteesta. Niels Bohrin kaava oli samanlainen kuin Rutherfordin. Hänen käsityksensä mukaan elektronit pyörivät myös keskustassa sijaitsevan ytimen ympäri. Bohr viimeisteli Rutherfordin teorian, toi harmonian sen tosiasioihin.

Jo silloin laadittiin joidenkin kemikaalien kaavat. Esimerkiksi kaavamaisesti typpiatomin rakennetta merkitään 1s 2 2s 2 2p 3, natriumatomin rakenne ilmaistaan ​​kaavalla 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1. Näiden kaavojen avulla voit nähdä, kuinka monta elektronia liikkuu tietyn kemikaalin kullakin kiertoradalla.

Schrödinger malli

Sitten tämä atomimalli kuitenkin vanhentui. Tieteen nykyään tuntemat perustiedot atomin rakenteesta ovat suurelta osin tulleet saataville itävaltalaisen fyysikon tutkimuksen ansiosta.

Hän ehdotti uutta mallia sen rakenteesta - aaltomallia. Tähän mennessä tiedemiehet olivat jo osoittaneet, että elektronilla ei ollut vain hiukkasen luonne, vaan sillä oli aallon ominaisuuksia.

Schrödingerin ja Rutherfordin mallissa on kuitenkin myös yleisiä säännöksiä. Heidän teoriansa ovat samankaltaisia ​​siinä mielessä, että elektroneja on tietyillä tasoilla.

Tällaisia ​​tasoja kutsutaan myös elektronisiksi kerroksiksi. Tasonumeroa voidaan käyttää luonnehtimaan elektronin energiaa. Mitä korkeampi kerros, sitä enemmän siinä on energiaa. Kaikki tasot lasketaan alhaalta ylös, joten tasonumero vastaa sen energiaa. Jokaisella atomin elektronikuoren kerroksella on omat alatasonsa. Tässä tapauksessa ensimmäisellä tasolla voi olla yksi alataso, toisella - kaksi, kolmannella - kolme ja niin edelleen (katso yllä olevat typen ja natriumin elektroniset kaavat).

Jopa pienempiä hiukkasia

Tällä hetkellä on tietysti löydetty pienempiäkin hiukkasia kuin elektroni, protoni ja neutroni. Tiedetään, että protoni koostuu kvarkeista. Maailmankaikkeudessa on jopa pienempiä hiukkasia - esimerkiksi neutrino, joka on sata kertaa pienempi kuin kvarkki ja miljardi kertaa pienempi kuin protoni.

Neutriino on niin pieni hiukkanen, että se on 10 septiljoonaa kertaa pienempi kuin esimerkiksi Tyrannosaurus rex. Tyrannosaurus itsessään on yhtä monta kertaa pienempi kuin koko havaittava maailmankaikkeus.

Perustietoa atomin rakenteesta: radioaktiivisuus

On aina tiedetty, että mikään kemiallinen reaktio ei voi muuttaa alkuainetta toiseksi. Mutta radioaktiivisen päästön prosessissa tämä tapahtuu spontaanisti.

Radioaktiivisuutta kutsutaan atomiytimien kyvyksi muuttua toisiksi ytimiksi - vakaammiksi. Kun ihmiset saivat perustietoa atomien rakenteesta, isotoopit saattoivat jossain määrin toimia keskiaikaisten alkemistien unelmien ruumiillistumana.

Isotooppien hajoamisen aikana vapautuu radioaktiivista säteilyä. Tämän ilmiön havaitsi ensimmäisenä Becquerel. Radioaktiivisen säteilyn päätyyppi on alfahajoaminen. Se vapauttaa alfahiukkasen. On myös beetahajoamista, jossa beetahiukkanen irtoaa vastaavasti atomin ytimestä.

Luonnolliset ja keinotekoiset isotoopit

Tällä hetkellä tunnetaan noin 40 luonnollista isotooppia. Suurin osa niistä on jaettu kolmeen luokkaan: uraani-radium, torium ja aktinium. Kaikki nämä isotoopit löytyvät luonnosta - kivistä, maaperästä, ilmasta. Mutta niiden lisäksi tunnetaan myös noin tuhat keinotekoisesti johdettua isotooppia, joita saadaan ydinreaktoreista. Monia näistä isotoopeista käytetään lääketieteessä, erityisesti diagnostiikassa..

Osuudet atomin sisällä

Jos kuvittelemme atomin, jonka koko on verrattavissa kansainvälisen urheilustadionin kokoon, voimme visuaalisesti saada seuraavat mittasuhteet. Tällaisen "stadionin" atomin elektronit sijaitsevat katsomoiden yläosassa. Jokainen niistä on pienempi kuin neulanpää. Sitten ydin sijaitsee tämän kentän keskellä, ja sen koko ei ole suurempi kuin herneen koko.

Joskus ihmiset kysyvät, miltä atomi todella näyttää. Itse asiassa se ei kirjaimellisesti näytä miltään - ei siitä syystä, että tieteessä ei käytetä tarpeeksi hyviä mikroskooppeja. Atomin mitat ovat niillä alueilla, joilla "näkyvyyden" käsitettä ei yksinkertaisesti ole olemassa.

Atomit ovat hyvin pieniä. Mutta kuinka pieniä nämä mitat todella ovat? Tosiasia on, että pienin ihmissilmälle tuskin näkyvä suolajyvä sisältää noin yhden kvintiljoona atomia.

Jos kuvittelemme sellaisen kokoisen atomin, joka mahtuisi ihmisen käteen, niin sen vieressä olisi 300 metriä pitkiä viruksia. Bakteerit olisivat 3 km pitkiä ja ihmisen hiukset 150 km paksuja. Makuuasennossa hän pystyi ylittämään maan ilmakehän rajat. Ja jos tällaiset mittasuhteet olisivat todellisia, niin ihmisen hiuksen pituus voisi saavuttaa kuun. Tämä on niin monimutkainen ja mielenkiintoinen atomi, jonka tutkimusta tutkijat jatkavat tähän päivään asti.