Atomi- sähköisesti neutraali hiukkanen, joka koostuu positiivisesti varautuneesta ytimestä ja negatiivisesti varautuneista elektroneista. Atomin keskustassa on positiivisesti varautunut ydin. Se vie merkityksettömän osan atomin sisällä olevasta tilasta, siihen on keskittynyt kaikki positiivinen varaus ja lähes koko atomin massa.

Ydin koostuu alkuainehiukkasista - protonista ja neutronista; Elektronit liikkuvat atomin ytimen ympäri suljetuissa kiertoradoissa.

Protoni (p)- alkuainehiukkanen, jonka suhteellinen massa on 1,00728 atomimassayksikköä ja varaus on +1 konventionaalinen yksikkö. Protonien lukumäärä atomiytimessä on yhtä suuri kuin elementin sarjanumero D.I.:n jaksollisessa järjestelmässä. Mendelejev.

Neutroni (n)- neutraali alkuainehiukkanen, jonka suhteellinen massa on 1,00866 atomimassayksikköä (a.m.u.).

Neutronien lukumäärä ytimessä N määritetään kaavalla:

missä A on massaluku, Z on ytimen varaus, joka on yhtä suuri kuin protonien lukumäärä (sarjanumero).

Yleensä atomin ytimen parametrit kirjoitetaan seuraavasti: ytimen varaus sijoitetaan elementin symbolin vasempaan alaosaan ja massaluku ylhäällä esim.

Tämä tietue osoittaa, että fosforiatomin ydinvaraus (siis protonien lukumäärä) on 15, massaluku on 31 ja neutronien lukumäärä 31 - 15 = 16. Koska protonin ja neutronin massat eroavat hyvin vähän toisistaan, numeron massa on suunnilleen yhtä suuri kuin ytimen suhteellinen atomimassa.

Elektroni (e -)- alkuainehiukkanen, jonka massa on 0,00055 a. e.m. ja ehdollinen maksu -1. Atomissa olevien elektronien lukumäärä on yhtä suuri kuin atomiytimen varaus (elementin sarjanumero D.I. Mendelejevin jaksollisessa järjestelmässä).

Elektronit liikkuvat ytimen ympäri tiukasti määritellyillä kiertoradoilla muodostaen niin sanotun elektronipilven.

Atomiytimen ympärillä oleva avaruusalue, jossa elektroni todennäköisimmin löytyy (90 % tai enemmän), määrittää elektronipilven muodon.

S-elektronin elektronipilvellä on pallomainen muoto; s-energia-alatasolla voi olla enintään kaksi elektronia.

p-elektronin elektronipilvi on käsipainon muotoinen; Kolme p-orbitaalia voi sisältää enintään kuusi elektronia.

Orbitaalit on kuvattu neliönä, jonka ylä- tai alapuolelle ne kirjoittavat tätä kiertorataa kuvaavien pää- ja toissijaisten kvanttilukujen arvot. Tällaista tietuetta kutsutaan graafiseksi sähköiseksi kaavaksi, esimerkiksi:

Tässä kaavassa nuolet osoittavat elektronia, ja nuolen suunta vastaa spinin suuntaa - elektronin sisäistä magneettista momenttia. Elektroneja, joilla on vastakkaiset spinit ↓, kutsutaan pareiksi.

Alkuaineiden atomien elektroniset konfiguraatiot voidaan esittää elektronisina kaavoina, joissa alitason symbolit on merkitty, kerroin alitason symbolin edessä osoittaa sen kuulumisen tälle tasolle ja symbolin aste osoittaa numeron. tämän alatason elektroneista.

Taulukko 1 esittää D.I:n kemiallisten elementtien jaksollisen järjestelmän 20 ensimmäisen alkuaineen atomien elektronikuorten rakenteen. Mendelejev.

Kemiallisia alkuaineita, joiden atomeissa ulkotason s-alataso on täydennetty yhdellä tai kahdella elektronilla, kutsutaan s-alkuaineiksi. Kemiallisia alkuaineita, joiden atomeissa p-alataso (yhdestä kuuteen elektroniin) on täytetty, kutsutaan p-alkuaineiksi.

Kemiallisen alkuaineen atomin elektronikerrosten lukumäärä on yhtä suuri kuin jaksoluku.

Mukaisesti Hundin sääntö elektronit sijaitsevat samantyyppisillä ja saman energiatason kiertoradoilla siten, että kokonaisspin on maksimi. Näin ollen energia-alatasoa täytettäessä kukin elektroni miehittää ensin erillisen solun ja vasta sen jälkeen alkaa niiden pariutuminen. Esimerkiksi typpiatomille kaikki p-elektronit ovat erillisissä soluissa, ja hapen kohdalla niiden pariutuminen alkaa, mikä päättyy kokonaan neoniin.

isotoopit Niitä kutsutaan saman alkuaineen atomeiksi, jotka sisältävät ytimissään saman määrän protoneja, mutta eri määrän neutroneja.

Isotoopit tunnetaan kaikille alkuaineille. Siksi jaksollisen järjestelmän alkuaineiden atomimassat ovat isotooppien luonnollisten seosten massalukujen keskiarvo ja eroavat kokonaislukuarvoista. Näin ollen isotooppien luonnollisen seoksen atomimassa ei voi toimia atomin ja siten alkuaineen pääominaisuutena. Tällainen atomin ominaisuus on ydinvaraus, joka määrittää elektronien lukumäärän atomin elektronikuoressa ja sen rakenteen.

Katsotaanpa muutamia tyypillisiä tehtäviä tässä osiossa.

Esimerkki 1 Minkä alkuaineatomin elektroninen konfiguraatio on 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1?

Tällä elementillä on yksi 4s elektroni sen ulkoisessa energiatasossa. Siksi tämä kemiallinen alkuaine on pääalaryhmän ensimmäisen ryhmän neljännessä jaksossa. Tämä alkuaine on kalium.

Tähän vastaukseen voi päätyä toisella tavalla. Kun lasketaan yhteen kaikkien elektronien kokonaismäärä, saadaan 19. Elektronien kokonaismäärä on yhtä suuri kuin alkuaineen atomiluku. Kalium on jaksollisessa taulukossa sijalla 19.

Esimerkki 2 Suurin oksidipitoisuus RO 2 vastaa kemiallista alkuainetta. Tämän elementin atomin ulkoisen energiatason elektroninen konfiguraatio vastaa elektronista kaavaa:

1. ns 2 np 4
2. ns 2 np 2
3. ns 2 np 3
4. ns 2 np 6

Korkeimman oksidin kaavan mukaan (katso jaksollisen järjestelmän korkeimpien oksidien kaavoja) toteamme, että tämä kemiallinen alkuaine on pääalaryhmän neljännessä ryhmässä. Näillä elementeillä on neljä elektronia ulkoisessa energiatasossa - kaksi s ja kaksi p. Siksi oikea vastaus on 2.

Koulutustehtävät

1. Kalsiumatomin s-elektronien kokonaismäärä on

1) 20
2) 40
3) 8
4) 6

2. Parillisten p-elektronien lukumäärä typpiatomissa on

1) 7
2) 14
3) 3
4) 4

3. Pariutumattomien s-elektronien lukumäärä typpiatomissa on

1) 7
2) 14
3) 3
4) 4

4. Elektronien lukumäärä argonatomin ulkoenergiatasolla on

1) 18
2) 6
3) 4
4) 8

5. Protonien, neutronien ja elektronien lukumäärä atomissa 9 4 Be on

1) 9, 4, 5
2) 4, 5, 4
3) 4, 4, 5
4) 9, 5, 9

6. Elektronien jakautuminen elektronikerrosten yli 2; kahdeksan; 4 - vastaa atomia, joka sijaitsee kohdassa (in)

1) 3. jakso, IA-ryhmä
2) 2. periodi, IVA-ryhmä
3) 3. jakso, IVA-ryhmä
4) 3. jakso, VA-ryhmä

7. VA-ryhmän 3. jaksossa sijaitseva kemiallinen alkuaine vastaa atomin elektronisen rakenteen kaaviota

1) 2, 8, 6
2) 2, 6, 4
3) 2, 8, 5
4) 2, 8, 2

8. Kemiallinen alkuaine, jonka elektroninen konfiguraatio on 1s 2 2s 2 2p 4, muodostaa haihtuvan vetyyhdisteen, jonka kaava on

1) FI
2) FI 2
3) FI 3
4) FI 4

9. Kemiallisen alkuaineen atomin elektronikerrosten lukumäärä on

1) sen sarjanumero
2) ryhmänumero
3) neutronien lukumäärä ytimessä
4) kauden numero

10. Ulkoisten elektronien lukumäärä pääalaryhmien kemiallisten alkuaineiden atomeissa on

1) elementin sarjanumero
2) ryhmänumero
3) neutronien lukumäärä ytimessä
4) kauden numero

11. Kaksi elektronia on sarjan kunkin kemiallisen alkuaineen atomien uloimmassa elektronikerroksessa

1) Hän, Be, Ba
2) Mg, Si, O
3) C, Mg, Ca
4) Ba, Sr, B

12. Kemiallinen alkuaine, jonka elektroninen kaava on 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 muodostaa koostumuksen oksidin

1) Li 2 O
2) MgO
3) K2O
4) Na20

13. Elektronikerrosten lukumäärä ja p-elektronien lukumäärä rikkiatomissa on

1) 2, 6
2) 3, 4
3) 3, 16
4) 3, 10

14. Elektroninen konfiguraatio ns 2 np 4 vastaa atomia

1) klooria
2) rikki
3) magnesium
4) pii

15. Perustilassa olevan natriumatomin valenssielektronit ovat energian alatasolla

1) 2s
2) 2p
3) 3s
4) 3p

16. Typpi- ja fosforiatomeilla on

1) sama määrä neutroneja
2) sama määrä protoneja
3) ulomman elektronikerroksen sama konfiguraatio

17. Kalsiumatomeilla on sama määrä valenssielektroneja

1) kalium
2) alumiini
3) beryllium
4) boori

18. Hiili- ja fluoriatomeilla on

1) sama määrä neutroneja
2) sama määrä protoneja
3) sama määrä elektronisia kerroksia
4) sama määrä elektroneja

19. Perustilassa olevan hiiliatomin parittamattomien elektronien määrä on

1) 1
3) 3
2) 2
4) 4

20. Perustilassa olevan happiatomin elektronien parimäärä on

Ehdollinen kuva elektronien jakautumisesta elektronipilvessä tasojen, alatasojen ja kiertoradojen mukaan on ns. atomin elektroninen kaava.

Säännöt perustuvat|perustaen| mikä | mikä | meikki | luovuta | elektroniset kaavat

1. Minimienergian periaate: mitä vähemmän järjestelmässä on energiaa, sitä vakaampi se on.

2. Klechkovskyn sääntö: elektronien jakautuminen elektronipilven tasojen ja alatasojen yli tapahtuu pää- ja kiertoradan kvanttilukujen summan nousevassa järjestyksessä (n + 1). Arvojen yhtäläisyyden tapauksessa (n + 1) täytetään ensin se alitaso, jolla on pienempi arvo n.

1 s 2 s p 3 s p d 4 s p d f 5 s p d f 6 s p d f 7 s p d f Tasonumero n 1 2 2 3 3 3 4 4 4 4 5 5 5 5 6 6 6 6 7 7 1 20 7 7 1 7 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 kvanttiluku

n+1| 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10

Klechkovsky-sarja

1* - katso taulukko nro 2.

3. Hundin sääntö: kun yhden alitason orbitaalit täyttyvät, alin energiataso vastaa elektronien sijoittelua rinnakkaisilla spineillä.

Luonnos|Lähettäminen| elektroniset kaavat

Mahdollinen rivi: 1 s 2 s p 3 s p d 4 s p d f 5 s p d f 6 s p d f 7 s p d f

(n+1|) 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10

Klechkovsky-sarja

Täyttötilaus Electroni 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5p 10 6p 6 7s 2 5f 14 .

(n+l|) 1 2 3 3 4 4 5 5 5 6 6 6 7 7 7 7 8.

Elektroninen kaava

(n+1|) 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10

Elektronisten kaavojen informatiivisuus

1. Elementin sijainti jaksollisessa|jaksollisessa| järjestelmä.

2. Mahdolliset asteet| alkuaineen hapettuminen.

3. Alkuaineen kemiallinen luonne.

4. Koostumus|varasto| ja elementin liitosominaisuudet.

Elementin sijainti jaksossa|Jaksottainen|D.I. Mendelejevin järjestelmä:

a) ajanjakson numero, jossa elementti sijaitsee, vastaa niiden tasojen lukumäärää, joilla elektronit sijaitsevat;

b) ryhmän numero, johon tämä alkuaine kuuluu, on yhtä suuri kuin valenssielektronien summa. S- ja p-alkuaineiden atomien valenssielektronit ovat ulomman tason elektroneja; d-elementeillä nämä ovat ulomman tason elektroneja ja edellisen tason täyttämättömän alitason elektroneja.

sisään) elektroninen perhe määräytyy sen alitason symbolilla, jolle viimeinen elektroni tulee (s-, p-, d-, f-).

G) alaryhmä määräytyy elektroniikkaperheeseen kuulumisen perusteella: s - ja p - elementit muodostavat pääalaryhmät ja d - elementit - toissijaiset, f - elementit ovat erillisissä osissa jaksollisen järjestelmän alaosassa (aktinidit ja lantanidit).

2. Mahdolliset tutkinnot| alkuaineen hapettuminen.

Hapetustila on varaus, jonka atomi saa, kun se antaa tai saa elektroneja.

Atomit, jotka luovuttavat elektroneja, saavat positiivisen varauksen, joka on yhtä suuri kuin luovutettujen elektronien lukumäärä (elektronivaraus (-1)

Z E 0 – ne  Z E + n

Atomista, joka luovutti elektroneja, tulee kationi(positiivisesti varautunut ioni). Prosessia, jossa elektroni poistetaan atomista, kutsutaan ionisaatioprosessi. Tämän prosessin suorittamiseen tarvittava energia on ns ionisaatioenergia ( Eion, eB).

Ensimmäisenä atomista eroavat ulomman tason elektronit, joilla ei ole paria kiertoradalla - parittomia. Kun samalla tasolla on vapaita kiertoradoja, ulkoisen energian vaikutuksesta elektronit, jotka muodostivat pareja tällä tasolla, ovat parittomia ja sitten erotellaan kaikki yhdessä. Eroamisprosessia, joka tapahtuu sen seurauksena, että yksi parin elektroneista imee osan energiasta ja sen siirtyminen korkeimmalle alatasolle, on ns. heräämisprosessi.

Suurin määrä elektroneja, jonka atomi voi luovuttaa, on yhtä suuri kuin valenssielektronien lukumäärä ja vastaa sen ryhmän lukumäärää, jossa elementti sijaitsee. Varausta, jonka atomi hankkii menetettyään kaikki valenssielektroninsa, kutsutaan korkein hapetusaste atomi.

Vapautumisen|irtisanomisen| jälkeen valenssitaso ulkoinen muuttuu|muuttuu| taso mikä|mitä| edeltää valenssia. Tämä on taso, joka on täysin täynnä elektroneja, ja siksi | ja siksi | energiaa kestävä.

Alkuaineiden atomit, joissa on 4-7 elektronia ulkoisella tasolla, saavuttavat energeettisesti vakaan tilan paitsi luopumalla elektroneista myös lisäämällä niitä. Tämän seurauksena muodostuu taso (.ns 2 p 6) - stabiili inertti kaasutila.

Atomi, johon on kiinnittynyt elektroneja, hankkii negatiivinentutkinnonhapettumista- negatiivinen varaus, joka on yhtä suuri kuin vastaanotettujen elektronien lukumäärä.

Z E 0 + ne  Z E - n

Elektronien lukumäärä, jonka atomi voi kiinnittää, on yhtä suuri kuin luku (8 –N|), missä N on sen ryhmän lukumäärä, jossa|mitä| alkuaineen sijainti (tai valenssielektronien lukumäärä).

Elektronien kiinnittymisprosessiin atomiin liittyy energian vapautuminen, jota kutsutaan c affiniteetti elektroniin (Esrodship,eV).

Sveitsiläinen fyysikko W. Pauli vuonna 1925 totesi, että atomissa yhdellä kiertoradalla voi olla korkeintaan kaksi elektronia, joilla on vastakkaiset (antiparalleeliset) spinit (käännetty englanniksi "karaksi"), eli niillä on ominaisuuksia, joita voidaan ehdollisesti esitti itsensä elektronin pyörimisenä sen kuvitteellisen akselin ympäri: myötä- tai vastapäivään. Tätä periaatetta kutsutaan Paulin periaatteeksi.

Jos kiertoradalla on yksi elektroni, sitä kutsutaan parittomaksi, jos niitä on kaksi, niin nämä ovat parillisia elektroneja, eli elektroneja, joilla on vastakkaiset spinit.

Kuvassa 5 on kaavio energiatasojen jakautumisesta alatasoihin.

S-orbitaali, kuten jo tiedät, on pallomainen. Vetyatomin elektroni (s = 1) sijaitsee tällä kiertoradalla ja on pariton. Siksi sen elektroninen kaava tai elektroninen konfiguraatio kirjoitetaan seuraavasti: 1s 1. Sähköisissä kaavoissa energiatason numero ilmoitetaan kirjaimen edessä olevalla numerolla (1 ...), alataso (kiertoratatyyppi) osoitetaan latinalaisella kirjaimella ja numero, joka on kirjoitettu oikeaan yläkulmaan. kirjain (eksponenttina) näyttää elektronien lukumäärän alitasolla.

Heliumatomille He, jolla on kaksi elektroniparia samassa s-orbitaalissa, tämä kaava on: 1s 2 .

Heliumatomin elektronikuori on täydellinen ja erittäin vakaa. Helium on jalokaasu.

Toisella energiatasolla (n = 2) on neljä orbitaalia: yksi s ja kolme p. Toisen tason s-orbitaalielektroneilla (2s-orbitaalit) on suurempi energia, koska ne ovat suuremmalla etäisyydellä ytimestä kuin 1s-orbitaalielektroneilla (n = 2).

Yleensä jokaista n:n arvoa kohden on yksi s-orbitaali, mutta siinä on vastaava määrä elektronienergiaa ja siten vastaavalla halkaisijalla, joka kasvaa n:n arvon kasvaessa.

R-orbitaali on käsipainon tai kahdeksashahmon muotoinen. Kaikki kolme p-orbitaalia sijaitsevat atomissa keskenään kohtisuorassa atomin ytimen läpi piirrettyjä tilakoordinaatteja pitkin. On jälleen korostettava, että jokaisella energiatasolla (elektronisella kerroksella), alkaen n = 2:sta, on kolme p-orbitaalia. Kun n:n arvo kasvaa, elektronit miehittävät p-orbitaalit, jotka sijaitsevat suurilla etäisyyksillä ytimestä ja jotka on suunnattu x-, y- ja z-akseleita pitkin.

Toisen jakson elementeille (n = 2) täytetään ensin yksi b-orbitaali ja sitten kolme p-orbitaalia. Elektroninen kaava 1l: 1s 2 2s 1. Elektroni on heikommin sidottu atomin ytimeen, joten litiumatomi voi helposti luovuttaa sen pois (kuten luultavasti muistat, tätä prosessia kutsutaan hapetukseksi), muuttuen Li + -ioniksi.

Berylliumatomissa Be 0 neljäs elektroni sijaitsee myös 2s-radalla: 1s 2 2s 2 . Berylliumatomin kaksi ulompaa elektronia irtoavat helposti - Be 0 hapettuu Be 2+ -kationiksi.

Booriatomissa viides elektroni on 2p:n kiertoradalla: 1s 2 2s 2 2p 1. Lisäksi atomit C, N, O, E on täytetty 2p kiertoradalla, joka päättyy jalokaasuneoniin: 1s 2 2s 2 2p 6.

Kolmannen jakson elementtien osalta Sv- ja Sp-orbitaalit täytetään vastaavasti. Viisi kolmannen tason d-orbitaalia pysyy vapaina:

Joskus kaavioissa, jotka kuvaavat elektronien jakautumista atomeissa, ilmoitetaan vain elektronien lukumäärä kullakin energiatasolla, toisin sanoen ne kirjoittavat kemiallisten alkuaineiden atomien lyhennetyt elektroniset kaavat, toisin kuin edellä esitetyt täydelliset elektroniset kaavat.

Suuren ajanjakson elementeillä (neljäs ja viides) kaksi ensimmäistä elektronia miehittää 4. ja 5. kiertoradan, vastaavasti: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. Jokaisen suuren jakson kolmannesta elementistä alkaen seuraavat kymmenen elektronia siirtyvät edelliselle 3d- ja 4d-radalle (sekundaaristen alaryhmien elementeille): 23 V 2, 8 , 11, 2; 26 Tr 2, 8, 14, 2; 40 Zr 2, 8, 18, 10, 2; 43 Tr 2, 8, 18, 13, 2. Yleensä kun edellinen d-alataso täyttyy, ulompi (vastaavasti 4p- ja 5p) p-alataso alkaa täyttyä.

Suurten ajanjaksojen elementeillä - kuudes ja epätäydellinen seitsemäs - elektroniset tasot ja alatasot täytetään elektroneilla pääsääntöisesti seuraavasti: kaksi ensimmäistä elektronia menevät ulommalle β-alatasolle: 56 Ba 2, 8, 18, 18 , 8, 2; 87 gr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; seuraava yksi elektroni (Na:lle ja Ac:lle) edelliseen (p-alataso: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 ja 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2).

Sitten seuraavat 14 elektronia siirtyvät ulkopuolelta kolmannelle energiatasolle 4f- ja 5f-kiertoradalla, vastaavasti, lantanideille ja aktinideille.

Sitten toinen ulkopuolinen energiataso (d-alataso) alkaa jälleen muodostua: toissijaisten alaryhmien elementeille: 73 Ta 2, 8.18, 32.11, 2; 104 Rf 2, 8.18, 32, 32.10, 2 - ja lopuksi vasta sen jälkeen, kun nykyinen taso on täytetty kokonaan kymmenellä elektronilla, ulompi p-alitaso täyttyy uudelleen:

86 Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8.

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 elektronikaavaa kirjoitettaessa tulee muistaa kaksi sääntöä: Paulin periaate, jonka mukaan solussa voi olla enintään kaksi elektronia (kiertoradat, mutta antirinnakkaiskierroksilla) ja F. Hundin sääntö, jonka mukaan elektroneja miehittää vapaita soluja (orbitaaleja), sijaitsevat ne ovat ensin yksi kerrallaan ja samalla on sama spin-arvo, ja vasta sitten ne pariutuvat, mutta spinit ovat tässä tapauksessa Paulin periaatteen mukaan jo vastakkaiseen suuntaan.

Tarkastellaan lopuksi vielä kerran alkuaineiden atomien elektronisten konfiguraatioiden kartoittamista D. I. Mendeleevin järjestelmän ajanjaksojen aikana. Kaaviot atomien elektronisesta rakenteesta osoittavat elektronien jakautumisen elektronikerrosten (energiatasojen) yli.

Heliumatomissa ensimmäinen elektronikerros on valmis - siinä on 2 elektronia.

Vety ja helium ovat s-alkuaineita; näiden atomien s-orbitaali on täynnä elektroneja.

Toisen jakson elementtejä

Kaikille toisen jakson elementeille ensimmäinen elektronikerros täytetään ja elektronit täyttävät toisen elektronikerroksen e- ja p-orbitaalit pienimmän energian periaatteen (ensin s- ja sitten p) ja sääntöjen mukaisesti. Paulin ja Hundin (taulukko 2).

Neonatomissa toinen elektronikerros on valmis - siinä on 8 elektronia.

Taulukko 2 Toisen jakson alkuaineiden atomien elektronikuorten rakenne

Pöydän loppu. 2

Li, Be ovat β-elementtejä.

B, C, N, O, F, Ne ovat p-alkuaineita; näiden atomien p-orbitaalit ovat täynnä elektroneja.

Kolmannen jakson elementtejä

Kolmannen jakson alkuaineiden atomeille ensimmäinen ja toinen elektronikerros ovat valmiit, joten kolmas elektronikerros täyttyy, jossa elektronit voivat miehittää 3s-, 3p- ja 3d-alatasot (taulukko 3).

Taulukko 3 Kolmannen jakson alkuaineiden atomien elektronikuorten rakenne

3s-elektronin kiertorata valmistuu magnesiumatomissa. Na ja Mg ovat s-alkuaineita.

Argonatomin ulkokerroksessa (kolmas elektronikerros) on 8 elektronia. Ulkokerroksena se on täydellinen, mutta yhteensä kolmannessa elektronikerroksessa, kuten jo tiedät, voi olla 18 elektronia, mikä tarkoittaa, että kolmannen jakson elementeillä on täyttämättömät 3d-kiertoradat.

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

Neljäs elektronikerros ilmestyy kalium- ja kalsiumatomiin, ja 4s-alataso täyttyy (taulukko 4), koska sen energia on pienempi kuin 3d-alatasolla. Neljännen jakson alkuaineiden atomien graafisten elektronisten kaavojen yksinkertaistamiseksi: 1) Merkitään ehdollisesti argonin graafinen elektronikaava seuraavasti:
Ar;

2) emme kuvaa alitasoja, joita ei ole täytetty näille atomeille.

Taulukko 4 Neljännen jakson alkuaineiden atomien elektronikuorten rakenne

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" 4n-alatasolta 3d-alatasolle, mikä selittyy tuloksena olevien elektronisten konfiguraatioiden 3d 5 ja 3d 10 paremmalla energiastabiiliudella:

Sinkkiatomissa kolmas elektronikerros on valmis - kaikki 3s-, 3p- ja 3d-alatasot on täytetty siinä, yhteensä niissä on 18 elektronia.

Sinkkiä seuraavissa alkuaineissa neljäs elektronikerros, 4p-alitaso, täyttyy edelleen: Alkuaineet Ga:sta Kr:iin ovat p-alkuaineita.

Kryptonatomin ulkokerros (neljäs) on täydellinen ja siinä on 8 elektronia. Mutta juuri neljännessä elektronikerroksessa, kuten tiedätte, voi olla 32 elektronia; kryptonatomin alatasot 4d ja 4f ovat edelleen täyttämättömiä.

Viidennen jakson elementit täyttävät alatasot seuraavassa järjestyksessä: 5s-> 4d -> 5p. Ja on myös poikkeuksia, jotka liittyvät elektronien "vikaan" 41 Nb:ssä, 42 MO:ssa jne.

Kuudennessa ja seitsemännessä jaksossa esiintyy elementtejä, eli elementtejä, joissa kolmannen ulkopuolisen elektronisen kerroksen 4f ja 5f alitasot täytetään vastaavasti.

4f-elementtejä kutsutaan lantanideiksi.

5f-elementtejä kutsutaan aktinideiksi.

Elektronisten alatasojen täyttöjärjestys kuudennen jakson alkuaineiden atomeissa: 55 Сs ja 56 Ва - 6s-elementit;

57 La... 6s 2 5d 1 - 5d elementti; 58 Ce - 71 Lu - 4f elementtejä; 72 Hf - 80 Hg - 5d elementit; 81 Tl - 86 Rn - 6p elementtejä. Mutta täälläkin on elementtejä, joissa elektronisten kiertoradojen täyttöjärjestystä "rikotaan", mikä liittyy esimerkiksi puolikkaan ja täysin täytettyjen f-alatasojen, eli nf 7 ja nf 14, suurempaan energiastabiilisuuteen.

Riippuen siitä, mikä atomin alataso on viimeksi täytetty elektroneilla, kaikki alkuaineet, kuten jo ymmärsit, jaetaan neljään elektroniperheeseen tai -lohkoon (kuva 7).

1) s-elementit; atomin ulkotason β-alataso on täynnä elektroneja; s-alkuaineita ovat vety, helium ja ryhmien I ja II pääalaryhmien alkuaineet;

2) p-elementit; atomin ulkotason p-alataso on täynnä elektroneja; p-elementit sisältävät elementtejä III-VIII-ryhmien pääalaryhmistä;

3) d-elementit; 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 interkaloituneiden vuosikymmenien elementtejä. Niitä kutsutaan myös siirtymäelementeiksi;

4) f-elementit, atomin kolmannen ulkotason f-alataso on täynnä elektroneja; näitä ovat lantanidit ja aktinidit.

1. Mitä tapahtuisi, jos Paulin periaatetta ei kunnioiteta?

2. Mitä tapahtuisi, jos Hundin sääntöä ei kunnioiteta?

3. Tee kaavioita seuraavien kemiallisten alkuaineiden atomien elektronirakenteesta, elektronikaavoista ja graafisista elektronikaavoista: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Ra.

4. Kirjoita elementin #110 elektroninen kaava käyttämällä vastaavan jalokaasun symbolia.

5. Mikä on elektronin "vika"? Anna esimerkkejä elementeistä, joissa tämä ilmiö havaitaan, kirjoita niiden elektroniset kaavat.

6. Miten määritetään kemiallisen alkuaineen kuuluminen johonkin elektroniikkaperheeseen?

7. Vertaa rikkiatomin elektronisia ja graafisia elektronisia kaavoja. Mitä lisätietoa viimeinen kaava sisältää?

Elektronien sijainti energiakuorilla tai -tasoilla tallennetaan käyttämällä kemiallisten alkuaineiden elektronisia kaavoja. Elektroniset kaavat tai konfiguraatiot auttavat kuvaamaan elementin atomin rakennetta.

Atomin rakenne

Kaikkien alkuaineiden atomit koostuvat positiivisesti varautuneesta ytimestä ja negatiivisesti varautuneista elektroneista, jotka sijaitsevat ytimen ympärillä.

Elektronit ovat eri energiatasoilla. Mitä kauempana elektroni on ytimestä, sitä enemmän sillä on energiaa. Energiatason koko määräytyy atomiradan tai kiertoradan koon mukaan. Tämä on tila, jossa elektroni liikkuu.

Riisi. 1. Atomin yleinen rakenne.

Orbitaaleilla voi olla erilaisia ​​geometrisia konfiguraatioita:

• s-orbitaalit- pallomainen;
• p-, d- ja f-orbitaalit- käsipainon muotoinen, makaa eri tasoissa.

Minkä tahansa atomin ensimmäisellä energiatasolla on aina s-orbitaali, jossa on kaksi elektronia (poikkeus on vety). Toisesta tasosta alkaen s- ja p-orbitaalit ovat samalla tasolla.

Riisi. 2. s-, p-, d- ja f-orbitaalit.

Orbitaalit ovat olemassa riippumatta elektronien sijainnista niissä ja voivat olla täynnä tai tyhjiä.

Kaavan sisääntulo

Kemiallisten alkuaineiden atomien elektroniset konfiguraatiot kirjoitetaan seuraavien periaatteiden mukaisesti:

• jokainen energiataso vastaa arabialaisella numerolla merkittyä sarjanumeroa;
• numeroa seuraa kirjain, joka ilmaisee kiertoradan;
• kirjaimen yläpuolelle kirjoitetaan yläindeksi, joka vastaa elektronien lukumäärää kiertoradalla.

Tallennusesimerkkejä:

• kalsium -

  1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 ;

• happi -

  1s 2 2s 2 2p 4;

• hiili-

  1s 2 2s 2 2p 2 .

Jaksollinen järjestelmä auttaa kirjoittamaan sähköistä kaavaa. Energiatasojen lukumäärä vastaa jakson numeroa. Alkuaineen numero ilmaisee atomin varauksen ja elektronien lukumäärän. Ryhmänumero ilmaisee kuinka monta valenssielektronia on ulkotasolla.

Otetaan Na esimerkkinä. Natrium on ensimmäisessä ryhmässä, kolmannessa jaksossa, numerolla 11. Tämä tarkoittaa, että natriumatomilla on positiivisesti varautunut ydin (sisältää 11 protonia), jonka ympärillä 11 elektronia sijaitsee kolmella energiatasolla. Ulkotasolla on yksi elektroni.

Muista, että ensimmäinen energiataso sisältää s-orbitaalin, jossa on kaksi elektronia, ja toinen sisältää s- ja p-orbitaalit. Jäljellä on täyttää tasot ja saada täysi ennätys:

11 Na) 2) 8) 1 tai 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 .

Mukavuuden vuoksi on luotu erityisiä taulukoita elementin sähköisistä kaavoista. Pitkässä jaksollisessa taulukossa kaavat on myös merkitty jokaiseen elementin soluun.

Riisi. 3. Sähköisten kaavojen taulukko.

Lyhyyden vuoksi elementit kirjoitetaan hakasulkeisiin, joiden elektroninen kaava osuu yhteen elementtikaavan alun kanssa. Esimerkiksi magnesiumin elektroninen kaava on 3s 2, neon on 1s 2 2s 2 2p 6. Siksi magnesiumin täydellinen kaava on 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 . 4.6. Saatujen arvioiden kokonaismäärä: 195.

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 samankokoisten elektronipilvien muodostama. 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 elektronisena kaavana, energiakaaviona tai yksinkertaisemmin elektronisten kerrosten kaaviona ("elektroninen 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.