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 kiertoradat 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 formulaatio): 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.

MÄÄRITELMÄ

Atomi on pienin kemiallinen hiukkanen.

Kemiallisten yhdisteiden monimuotoisuus johtuu kemiallisten alkuaineiden atomien erilaisista yhdistelmistä molekyyleiksi ja ei-molekyylisiksi aineiksi. Atomin kyky päästä kemiallisiin yhdisteisiin, sen kemialliset ja fysikaaliset ominaisuudet määräytyvät atomin rakenteen mukaan. Tässä suhteessa kemian kannalta atomin sisäinen rakenne ja ennen kaikkea sen elektronikuoren rakenne on ensiarvoisen tärkeää.

Mallit atomin rakenteesta

1800-luvun alussa D. Dalton elvytti atomistisen teorian tukeutuen siihen aikaan tunnettuihin kemian peruslakeihin (koostumuksen pysyvyys, useat suhteet ja vastaavat). Ensimmäiset kokeet suoritettiin aineen rakenteen tutkimiseksi. Kuitenkin huolimatta tehdyistä löydöistä (saman alkuaineen atomeilla on samat ominaisuudet ja muiden alkuaineiden atomeilla on erilaiset ominaisuudet, atomimassan käsite otettiin käyttöön), atomia pidettiin jakamattomana.

Saatuaan kokeellisia todisteita (XIX vuosisadan alku - XX vuosisadan alku) atomin rakenteen monimutkaisuudesta (valosähköinen vaikutus, katodi ja röntgensäteet, radioaktiivisuus), havaittiin, että atomi koostuu negatiivisesti ja positiivisesti varautuneista hiukkasista, jotka ovat vuorovaikutuksessa toisiaan.

Nämä löydöt antoivat sysäyksen ensimmäisten atomin rakennemallien luomiselle. Yksi ensimmäisistä malleista ehdotettiin J. Thomson(1904) (Kuva 1): atomi esitettiin "positiivisen sähkön merenä", jossa elektronit värähtelevät.

α-hiukkasten kanssa tehtyjen kokeiden jälkeen vuonna 1911. Rutherford ehdotti ns planeettamalli atomin rakenne (kuva 1), joka on samanlainen kuin aurinkokunnan rakenne. Planetaarimallin mukaan atomin keskustassa on hyvin pieni varauksella varustettu ydin Z e, jonka koko on noin 1 000 000 kertaa pienempi kuin itse atomin koko. Ydin sisältää lähes koko atomin massan ja sillä on positiivinen varaus. Elektronit liikkuvat ytimen ympärillä olevilla kiertoradoilla, joiden lukumäärän määrää ytimen varaus. Elektronien ulkorata määrää atomin ulkomitat. Atomin halkaisija on 10 -8 cm, kun taas ytimen halkaisija on paljon pienempi -10 -12 cm.

Riisi. 1 Thomsonin ja Rutherfordin mukaiset atomin rakenteen mallit

Atomispektrien tutkimuskokeet osoittivat atomin rakenteen planeettamallin epätäydellisyyden, koska tämä malli on ristiriidassa atomispektrien viivarakenteen kanssa. Rutherfordin malliin, Einsteinin valokvanttien teoriaan ja säteilyn kvanttiteoriaan, Planck Niels Bohr (1913) muotoiltu postulaatteja, joka sisältää atomiteoria(Kuva 2): elektroni voi pyöriä ytimen ympäri ei millä tahansa, vaan vain tietyillä kiertoradoilla (kiinteästi), liikkuessaan tällaista kiertorataa pitkin, se ei lähetä sähkömagneettista energiaa, säteilyä (sähkömagneettisen kvantin absorptio tai emissio energia) tapahtuu siirtymävaiheessa (hyppymäinen) elektroni kiertoradalta toiselle.

Riisi. 2. Atomin rakenteen malli N. Bohrin mukaan

Kertynyt atomin rakennetta kuvaava kokeellinen materiaali osoitti, että elektronien, kuten myös muiden mikroobjektien, ominaisuuksia ei voida kuvata klassisen mekaniikan käsitteiden perusteella. Mikrohiukkaset noudattavat kvanttimekaniikan lakeja, joista tuli perusta luomiselle moderni malli atomin rakenteesta.

Kvanttimekaniikan pääteesit:

- kappaleet säteilevät ja absorboivat energiaa erillisinä osina - kvantit, siksi hiukkasten energia muuttuu äkillisesti;

- elektroneilla ja muilla mikrohiukkasilla on kaksoisluonne - se osoittaa sekä hiukkasten että aaltojen ominaisuuksia (partikkeli-aalto-dualismi);

— kvanttimekaniikka kieltää mikrohiukkasten tiettyjen kiertoratojen olemassaolon (liikkuvien elektronien tarkkaa sijaintia ei voida määrittää, koska ne liikkuvat avaruudessa lähellä ydintä, voidaan vain määrittää todennäköisyys löytää elektroni avaruuden eri osista).

Ytimen lähellä olevaa avaruutta, jossa elektronin löytämisen todennäköisyys on riittävän korkea (90 %), kutsutaan ns. kiertoradalla.

kvanttiluvut. Paulin periaate. Klechkovskyn säännöt

Elektronin tilaa atomissa voidaan kuvata käyttämällä neljää kvanttiluvut.

n on pääkvanttiluku. Kuvaa elektronin kokonaisenergiaa atomissa ja energiatason numeroa. n saa kokonaislukuarvot välillä 1 - ∞. Elektronilla on pienin energia, kun n=1; n-energian kasvaessa. Atomin tilaa, jossa sen elektronit ovat sellaisilla energiatasoilla, että niiden kokonaisenergia on minimaalinen, kutsutaan perustilaksi. Tilat, joilla on korkeammat arvot, kutsutaan innostuneiksi. Energiatasot on merkitty arabialaisilla numeroilla n:n arvon mukaan. Elektronit voidaan järjestää seitsemälle tasolle, joten todellisuudessa n on olemassa välillä 1 - 7. Pääkvanttiluku määrittää elektronipilven koon ja määrittää elektronin keskimääräisen säteen atomissa.

l on kiertoradan kvanttiluku. Se kuvaa alitason elektronien energiavarastoa ja kiertoradan muotoa (taulukko 1). Hyväksyy kokonaislukuarvot 0 - n-1. Olen riippuvainen n:stä. Jos n=1, niin l=0, mikä tarkoittaa, että 1. tasolla on 1. alataso.

minä on magneettinen kvanttiluku. Kuvaa kiertoradan suuntausta avaruudessa. Hyväksyy kokonaislukuarvot -l:stä 0:aan +l:ään. Siten kun l=1 (p-orbitaali), m e saa arvot -1, 0, 1 ja orbitaalin suunta voi olla erilainen (kuva 3).

Riisi. 3. Yksi mahdollisista suuntauksista p-orbitaaliavaruudessa

s on spin-kvanttiluku. Kuvaa elektronin omaa pyörimistä akselin ympäri. Se ottaa arvot -1/2 (↓) ja +1/2 (). Kahdella elektronilla samalla kiertoradalla on antirinnakkaisspinit.

Elektronien tila atomeissa määritetään Paulin periaate: atomissa ei voi olla kahta elektronia, joilla on sama joukko kvanttilukuja. Orbitaalien elektroneilla täyttymisjärjestys määräytyy Klechkovskyn säännöt: kiertoradat täytetään elektroneilla näiden kiertoradojen summan (n + l) nousevassa järjestyksessä, jos summa (n + l) on sama, niin kiertorata, jonka arvo on n, täytetään ensin.

Atomi ei kuitenkaan yleensä sisällä yhtä, vaan useita elektroneja, ja niiden keskinäisen vuorovaikutuksen huomioon ottamiseksi käytetään ytimen tehollisen varauksen käsitettä - ulomman tason elektroniin vaikuttaa varaus, joka on pienempi kuin ytimen varaus, minkä seurauksena sisäiset elektronit seulovat ulkoiset elektronit.

Atomin tärkeimmät ominaisuudet: atomin säde (kovalenttinen, metallinen, van der Waals, ioninen), elektroniaffiniteetti, ionisaatiopotentiaali, magneettinen momentti.

Atomien elektroniset kaavat

Kaikki atomin elektronit muodostavat sen elektronikuoren. Elektronikuoren rakenne on kuvattu elektroninen kaava, joka näyttää elektronien jakautumisen energiatasoilla ja alatasoilla. Elektronien lukumäärä alitasolla ilmaistaan ​​numerolla, joka on kirjoitettu alatasoa ilmaisevan kirjaimen oikeaan yläkulmaan. Esimerkiksi vetyatomissa on yksi elektroni, joka sijaitsee 1. energiatason s-alatasolla: 1s 1. Kaksi elektronia sisältävän heliumin elektroninen kaava kirjoitetaan seuraavasti: 1s 2.

Toisen jakson elementeillä elektronit täyttävät 2. energiatason, joka voi sisältää enintään 8 elektronia. Ensin elektronit täyttävät s-alitason, sitten p-alitason. Esimerkiksi:

5 B 1s 2 2s 2 2p 1

Atomin elektronisen rakenteen suhde alkuaineen asemaan jaksollisessa järjestelmässä

Elementin elektroninen kaava määräytyy sen sijainnin perusteella D.I:n jaksollisessa järjestelmässä. Mendelejev. Joten jakson numero vastaa toisen jakson elementtejä, elektronit täyttävät 2. energiatason, joka voi sisältää enintään 8 elektronia. Ensin elektronit täyttyvät Toisen jakson elementeissä elektronit täyttävät 2. energiatason, joka voi sisältää enintään 8 elektronia. Ensin elektronit täyttävät s-alitason, sitten p-alitason. Esimerkiksi:

5 B 1s 2 2s 2 2p 1

Joidenkin alkuaineiden atomeissa havaitaan elektronin "vuoto" ulkoiselta energiatasolta toiseksi viimeiselle tasolle. Elektronien liukumista esiintyy kuparin, kromin, palladiumin ja joidenkin muiden alkuaineiden atomeissa. Esimerkiksi:

24 kr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3p 5 4s 1

energiataso, joka voi sisältää enintään 8 elektronia. Ensin elektronit täyttävät s-alitason, sitten p-alitason. Esimerkiksi:

5 B 1s 2 2s 2 2p 1

Pääalaryhmien elementtien ryhmänumero on yhtä suuri kuin ulkoisen energiatason elektronien lukumäärä, tällaisia ​​elektroneja kutsutaan valenssielektroneiksi (ne osallistuvat kemiallisen sidoksen muodostumiseen). Sivualaryhmien elementtien valenssielektroneja voivat olla ulomman energiatason elektroneja ja toiseksi viimeisen tason d-alatason elektroneja. III-VII-ryhmien sivualaryhmien alkioiden ryhmän lukumäärä, samoin kuin Fe, Ru, Os, vastaa elektronien kokonaismäärää ulkoenergiatason s-alatasolla ja d-alatasolla. toiseksi viimeinen taso

Tehtävät:

Piirrä fosfori-, rubidium- ja zirkoniumatomien elektroniset kaavat. Listaa valenssielektronit.

Vastaus:

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

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

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

Atomi on aineen pienin hiukkanen. Sen tutkimus alkoi antiikin Kreikassa, jolloin tutkijoiden, mutta myös filosofien huomio kiinnitettiin atomin rakenteeseen. Mikä on atomin elektroninen rakenne ja mitä perustietoa tästä hiukkasesta tiedetään?

Atomin rakenne

Jo muinaiset kreikkalaiset tiedemiehet arvasivat pienimpien kemiallisten hiukkasten olemassaolon, jotka muodostavat minkä tahansa esineen ja organismin. Ja jos XVII-XVIII vuosisadalla. Kemistit olivat varmoja, että atomi on jakamaton alkuainehiukkanen, sitten 1800-2000-luvun vaihteessa he onnistuivat todistamaan kokeellisesti, että atomi ei ole jakamaton.

Atomi, joka on mikroskooppinen aineen hiukkanen, koostuu ytimestä ja elektroneista. Ydin on 10 000 kertaa pienempi kuin atomi, mutta lähes kaikki sen massa on keskittynyt ytimeen. Atomiytimen pääominaisuus on, että sillä on positiivinen varaus ja se koostuu protoneista ja neutroneista. Protonit ovat positiivisesti varautuneita, kun taas neutroneilla ei ole varausta (ne ovat neutraaleja).

Ne on yhdistetty toisiinsa vahvan ydinvoiman avulla. Protonin massa on suunnilleen yhtä suuri kuin neutronin massa, mutta samalla se on 1840 kertaa suurempi kuin elektronin massa. Protoneilla ja neutroneilla on kemiassa yleinen nimi - nukleonit. Atomi itsessään on sähköisesti neutraali.

Minkä tahansa alkuaineen atomi voidaan merkitä elektronisella kaavalla ja elektronisella graafisella kaavalla:

Riisi. 1. Atomin elektronigraafinen kaava.

Ainoa kemiallinen alkuaine jaksollisesta taulukosta, jonka ydin ei sisällä neutroneja, on kevyt vety (protium).

Elektroni on negatiivisesti varautunut hiukkanen. Elektronikuori koostuu elektroneista, jotka liikkuvat ytimen ympärillä. Elektroneilla on ominaisuuksia vetäytyä ytimeen, ja Coulombin vuorovaikutus vaikuttaa toisiinsa. Ytimen vetovoiman voittamiseksi elektronien on saatava energiaa ulkoisesta lähteestä. Mitä kauempana elektroni on ytimestä, sitä vähemmän energiaa tähän tarvitaan.

Atomien mallit

Tiedemiehet ovat pitkään yrittäneet ymmärtää atomin luonnetta. Varhaisessa vaiheessa antiikin kreikkalainen filosofi Demokritos antoi suuren panoksen. Vaikka nyt hänen teoriansa näyttää meille banaalilta ja liian yksinkertaiselta, aikana, jolloin käsite alkeishiukkasista oli vasta alkamassa ilmaantua, hänen teoriansa ainekappaleista otettiin melko vakavasti. Demokritos uskoi, että minkä tahansa aineen ominaisuudet riippuvat atomien muodosta, massasta ja muista ominaisuuksista. Joten esimerkiksi tulen lähellä hän uskoi, että siellä on teräviä atomeja - siksi tuli palaa; vedessä on sileät atomit, joten se voi virrata; kiinteissä esineissä atomit olivat hänen mielestään karkeita.

Demokritos uskoi, että ehdottomasti kaikki koostuu atomeista, jopa ihmissielu.

Vuonna 1904 J. J. Thomson ehdotti malliaan atomista. Teorian pääsäännöt kiteytyvät siihen, että atomi esitettiin positiivisesti varautuneena kappaleena, jonka sisällä oli negatiivisen varauksen omaavia elektroneja. Myöhemmin E. Rutherford kumosi tämän teorian.

Riisi. 2. Thomsonin malli atomista.

Myös vuonna 1904 japanilainen fyysikko H. Nagaoka ehdotti atomin varhaista planeettamallia analogisesti Saturnuksen planeetan kanssa. Tämän teorian mukaan elektronit ovat yhdistyneet renkaiksi ja kiertävät positiivisesti varautuneen ytimen ympäri. Tämä teoria osoittautui vääräksi.

Vuonna 1911 E. Rutherford, suoritettuaan sarjan kokeita, päätteli, että atomi sen rakenteessa on samanlainen kuin planeettajärjestelmä. Loppujen lopuksi elektronit, kuten planeetat, liikkuvat kiertoradalla raskaan positiivisesti varautuneen ytimen ympärillä. Tämä kuvaus oli kuitenkin ristiriidassa klassisen sähködynamiikan kanssa. Sitten tanskalainen fyysikko Niels Bohr esitteli vuonna 1913 postulaatit, joiden ydin oli, että elektroni, joka on joissakin erityistiloissa, ei säteile energiaa. Siten Bohrin postulaatit osoittivat, että klassista mekaniikkaa ei voida soveltaa atomeihin. Rutherfordin kuvaama ja Bohrin täydentämä planeettamalli kutsuttiin Bohr-Rutherfordin planeettamalliksi.

Riisi. 3. Bohr-Rutherfordin planeettamalli.

Atomin lisätutkimus johti sellaisen osan luomiseen kuin kvanttimekaniikka, jonka avulla selitettiin monia tieteellisiä tosiasioita. Nykyaikaiset ideat atomista ovat kehittyneet Bohr-Rutherfordin planeettamallista Raportin arviointi

Keskiarvoluokitus: 4.4 Saatujen arvioiden kokonaismäärä: 469.

(Luentomuistiinpanot)

Atomin rakenne. Johdanto.

Kemian tutkimuksen kohteena ovat kemialliset alkuaineet ja niiden yhdisteet. kemiallinen alkuaine Atomien ryhmää, jolla on sama positiivinen varaus, kutsutaan. Atomi on kemiallisen alkuaineen pienin hiukkanen, joka säilyttää sen Kemialliset ominaisuudet. Yhden tai eri alkuaineiden atomit muodostavat toisiinsa yhteydessä monimutkaisempia hiukkasia - molekyylejä. Joukko atomeja tai molekyylejä muodostaa kemikaaleja. Jokaiselle yksittäiselle kemialliselle aineelle on ominaista joukko yksittäisiä fysikaalisia ominaisuuksia, kuten kiehumis- ja sulamispisteet, tiheys, sähkön- ja lämmönjohtavuus jne.

1. Atomin rakenne ja jaksollinen alkuainejärjestelmä

DI. Mendelejev.

Tieto ja ymmärrys jaksollisen elementtijärjestelmän täyttöjärjestyksen säännönmukaisuudesta D.I. Mendelejev antaa meille mahdollisuuden ymmärtää seuraavaa:

1. tiettyjen alkuaineiden luonnossa esiintymisen fyysinen olemus,

2. alkuaineen kemiallisen valenssin luonne,

3. elementin kyky ja helppous antaa tai vastaanottaa elektroneja vuorovaikutuksessa toisen elementin kanssa,

4. niiden kemiallisten sidosten luonne, joita tietty alkuaine voi muodostaa vuorovaikutuksessa muiden alkuaineiden kanssa, yksinkertaisten ja monimutkaisten molekyylien avaruudellinen rakenne jne., jne.

Atomin rakenne.

Atomi on monimutkainen mikrosysteemi, joka koostuu liikkeessä olevista ja toistensa kanssa vuorovaikutuksessa olevista alkuainehiukkasista.

1800-luvun lopulla ja 1900-luvun alussa havaittiin, että atomit koostuvat pienemmistä hiukkasista: neutroneista, protoneista ja elektroneista.Kaksi viimeistä hiukkasta ovat varautuneita hiukkasia, protonilla on positiivinen varaus, elektronilla on negatiivinen varaus. Koska perustilassa olevan alkuaineen atomit ovat sähköisesti neutraaleja, tämä tarkoittaa, että minkä tahansa alkuaineen atomissa olevien protonien lukumäärä on yhtä suuri kuin elektronien lukumäärä. Atomien massa määräytyy protonien ja neutronien massojen summalla, joiden lukumäärä on yhtä suuri kuin ero atomien massan ja sen sarjanumeron välillä D.I:n jaksollisessa järjestelmässä. Mendelejev.

Vuonna 1926 Schrodinger ehdotti mikrohiukkasten liikkeen kuvaamista elementin atomissa käyttämällä hänen johtamaansa aaltoyhtälöä. Ratkaistaessa Schrödingerin aaltoyhtälöä vetyatomille, ilmestyy kolme kokonaislukukvanttilukua: n, ℓ ja m ℓ , jotka kuvaavat elektronin tilaa kolmiulotteisessa avaruudessa ytimen keskuskentässä. kvanttiluvut n, ℓ ja m ℓ ota kokonaislukuarvot. Kolmella kvanttiluvulla määritelty aaltofunktio n, ℓ ja m ℓ ja saatua Schrödinger-yhtälön ratkaisemisen tuloksena kutsutaan orbitaaliksi. Orbitaali on avaruuden alue, josta elektroni todennäköisimmin löytyy. joka kuuluu kemiallisen alkuaineen atomiin. Siten Schrödingerin yhtälön ratkaisu vetyatomille johtaa kolmen kvanttiluvun ilmestymiseen, joiden fysikaalinen merkitys on, että ne kuvaavat kolmea eri tyyppistä kiertorataa, jotka atomilla voi olla. Tarkastellaanpa kutakin kvanttilukua tarkemmin.

Pääkvanttiluku n voi ottaa minkä tahansa positiivisen kokonaisluvun: n = 1,2,3,4,5,6,7… Se kuvaa elektronisen tason energiaa ja elektronisen "pilven" kokoa. On ominaista, että pääkvanttiluvun numero on sama kuin sen jakson numero, jossa tietty elementti sijaitsee.

Atsimutaalinen tai kiertoradan kvanttilukuℓ voi ottaa kokonaislukuarvoja ℓ = 0….n – 1 asti ja määrittää elektronin liikehetken, ts. kiertoradan muoto. Eri numeroarvoille ℓ käytetään seuraavaa merkintää: ℓ = 0, 1, 2, 3, ja ne on merkitty symboleilla s, p, d, f, vastaavasti ℓ = 0, 1, 2 ja 3. Alkioiden jaksollisessa taulukossa ei ole alkioita, joilla on spin-luku ℓ = 4.

Magneettinen kvanttilukum ℓ luonnehtii elektronien kiertoradan avaruudellista järjestystä ja siten elektronin sähkömagneettisia ominaisuuksia. Se voi ottaa arvoja - ℓ kohtaan + ℓ , mukaan lukien nolla.

Atomiratojen muoto tai tarkemmin sanottuna symmetriaominaisuudet riippuvat kvanttiluvuista ℓ ja m ℓ . "elektroninen pilvi", joka vastaa s- kiertoradalla on, on pallon muotoinen (samalla ℓ = 0).

Kuva 1. 1s kiertoradalla

Kvanttiluvuilla ℓ = 1 ja m ℓ = -1, 0 ja +1 määriteltyjä kiertoradoja kutsutaan p-orbitaaleiksi. Koska m ℓ:llä on tässä tapauksessa kolme eri arvoa, niin atomilla on kolme energeettisesti ekvivalenttia p-orbitaalia (pääkvanttiluku niille on sama ja voi olla arvoltaan n = 2,3,4,5,6 tai 7) . p-Orbitaaleilla on aksiaalinen symmetria ja kolmiulotteiset kahdeksat, jotka on suunnattu x-, y- ja z-akseleita pitkin ulkoisessa kentässä (kuva 1.2). Tästä syystä symbolien p x , p y ja p z alkuperä.

Kuva 2. p x , p y ja p z -orbitaalit

Lisäksi on olemassa d- ja f-atomiorbitaalit, ensimmäiselle ℓ = 2 ja m ℓ = -2, -1, 0, +1 ja +2, ts. viisi AO, toiselle l = 3 ja m l = -3, -2, -1, 0, +1, +2 ja +3, so. 7 AO.

neljäs kvantti m s jota kutsutaan spin-kvanttiluvuksi, Goudsmit ja Uhlenbeck esittelivät vuonna 1925 selittämään joitakin hienovaraisia ​​vaikutuksia vetyatomin spektrissä. Elektronin spin on elektronin varautuneen alkuainehiukkasen kulmamomentti, jonka suunta on kvantisoitu, ts. tiukasti rajoitettu tiettyihin kulmiin. Tämä suuntaus määräytyy spin-magneettisen kvanttiluvun (s) arvon perusteella, joka elektronille on ½ , siis elektronille kvantisointisääntöjen mukaan m s = ± ½. Tässä suhteessa kolmen kvanttiluvun joukkoon pitäisi lisätä kvanttiluku m s . Korostamme vielä kerran, että neljä kvanttilukua määräävät järjestyksen, jossa Mendelejevin elementtien jaksollinen taulukko muodostetaan, ja selittävät, miksi ensimmäisessä jaksossa on vain kaksi alkiota, toisessa ja kolmannessa 8, neljännessä 18 ja niin edelleen. , jotta voidaan selittää atomien monielektronin rakenne, elektronitasojen täyttymisjärjestys atomin positiivisen varauksen kasvaessa, ei riitä, että on käsitys neljästä kvanttiluvusta, jotka "säätävät" elektronien käyttäytymistä, kun täyttää elektroniradat, mutta sinun on tiedettävä joitain yksinkertaisempia sääntöjä, nimittäin Paulin periaate, Gundin sääntö ja Klechkovskyn säännöt.

Paulin periaatteen mukaan samassa kvanttitilassa, jolle on tunnusomaista tietyt neljän kvanttiluvun arvot, ei voi olla enempää kuin yksi elektroni. Tämä tarkoittaa, että yksi elektroni voidaan periaatteessa sijoittaa mille tahansa atomiradalle. Kaksi elektronia voi olla samalla atomiradalla vain, jos niillä on erilaiset spinkvanttiluvut.

Kun täytetään kolme p-AO:ta, viisi d-AO:ta ja seitsemän f-AO:ta elektroneilla, tulee noudattaa Paulin periaatteen lisäksi myös Hundin sääntöä: Yhden alikuoren orbitaalien täyttyminen perustilassa tapahtuu elektroneilla, joilla on samat spinit.

Kun täytät alikuoret (p, d, f) kierrosten summan itseisarvon on oltava maksimi.

Klechkovskyn sääntö. Klechkovsky-säännön mukaan täytettäessäd ja felektronien kiertorataa on kunnioitettavavähimmäisenergian periaate. Tämän periaatteen mukaan perustilassa olevat elektronit täyttävät radat minimienergiatasoilla. Alatason energia määräytyy kvanttilukujen summan perusteellan + ℓ = E .

Klechkovskyn ensimmäinen sääntö: täytä ensin ne alatasot, joillen + ℓ = E minimaalinen.

Klechkovskyn toinen sääntö: tasa-arvon tapauksessan + ℓ useille alatasoille, joiden alatason minimaalinen .

Tällä hetkellä tunnetaan 109 elementtiä.

2. Ionisaatioenergia, elektronien affiniteetti ja elektronegatiivisuus.

Atomin elektronisen konfiguraation tärkeimmät ominaisuudet ovat ionisaatioenergia (EI) tai ionisaatiopotentiaali (IP) ja atomin elektroniaffiniteetti (SE). Ionisaatioenergia on energian muutos prosessissa, jossa elektroni irtoaa vapaasta atomista 0 K:ssa: A = + + ē . Ionisaatioenergian riippuvuudella alkuaineen atomiluvusta Z, atomisäteen koosta on selvä jaksollinen luonne.

Elektroniaffiniteetti (SE) on energian muutos, joka seuraa elektronin lisäystä eristettyyn atomiin negatiivisen ionin muodostuessa 0 K:ssa: A + ē = A - (atomi ja ioni ovat perustilassaan). Tässä tapauksessa elektroni miehittää alimman vapaan atomin kiertoradan (LUAO), jos VZAO:ssa on kaksi elektronia. SE riippuu voimakkaasti niiden kiertoradan elektronisesta konfiguraatiosta.

Muutokset EI:ssä ja SE:ssä korreloivat monien alkuaineiden ja niiden yhdisteiden ominaisuuksien muutosten kanssa, jota käytetään näiden ominaisuuksien ennustamiseen EI:n ja SE:n arvojen perusteella. Halogeeneilla on korkein absoluuttinen elektroniaffiniteetti. Alkuaineiden jaksollisen taulukon jokaisessa ryhmässä ionisaatiopotentiaali eli EI pienenee elementtimäärän kasvaessa, mikä liittyy atomisäteen kasvuun ja elektronikerrosten lukumäärän kasvuun, ja mikä korreloi hyvin elementin lisääntymisen kanssa. elementin vähennysteho.

Alkuaineiden jaksollisen taulukon taulukko 1 antaa EI:n ja SE:n arvot eV/atomina. Huomaa, että tarkat SE-arvot tunnetaan vain muutamille atomeille; niiden arvot on alleviivattu taulukossa 1.

pöytä 1

Atomien ensimmäinen ionisaatioenergia (EI), elektroniaffiniteetti (SE) ja elektronegatiivisuus χ) jaksollisessa taulukossa.

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

χ - Pauling-elektronegatiivisuus

r- atomisäde, (kirjoista "Yleisen ja epäorgaanisen kemian laboratorio- ja seminaariluokat", N.S. Akhmetov, M.K. Azizova, L.I. Badygina)

Molekyylin koostumus. Eli millä atomeilla molekyyli muodostuu, missä määrin, millä sidoksilla nämä atomit ovat yhteydessä toisiinsa. Kaikki tämä määrittää molekyylin ominaisuuden ja vastaavasti näiden molekyylien muodostaman aineen ominaisuuden.

Esimerkiksi veden ominaisuudet: läpinäkyvyys, juoksevuus, kyky aiheuttaa ruostetta johtuvat juuri kahden vetyatomin ja yhden happiatomin läsnäolosta.

Siksi ennen kuin siirrytään molekyylien ominaisuuksien (eli aineiden ominaisuuksien) tutkimiseen, on otettava huomioon "rakennuspalikoita", joilla nämä molekyylit muodostuvat. Ymmärrä atomin rakenne.

Miten atomi on järjestetty?

Atomit ovat hiukkasia, jotka toisiinsa yhdistettyinä muodostavat molekyylejä.

Itse atomi koostuu positiivisesti varautunut ydin (+) ja negatiivisesti varautunut elektronikuori (-). Yleensä atomi on sähköisesti neutraali. Eli ytimen varaus on itseisarvoltaan yhtä suuri kuin elektronikuoren varaus.

Ydin muodostuu seuraavista hiukkasista:

• Protonit. Yhdessä protonissa on +1 varaus. Sen massa on 1 amu (atomimassayksikkö). Nämä hiukkaset ovat välttämättä läsnä ytimessä.

• Neutronit. Neutronilla ei ole varausta (varaus = 0). Sen massa on 1 amu. Neutronit eivät välttämättä ole ytimessä. Se ei ole atomiytimen pakollinen komponentti.

Siten protonit ovat vastuussa ytimen kokonaisvarauksesta. Koska yhden neutronin varaus on +1, ytimen varaus on yhtä suuri kuin protonien lukumäärä.

Elektronikuori, kuten nimestä voi päätellä, muodostuu hiukkasista, joita kutsutaan elektroneiksi. Jos vertaamme atomin ydintä planeettaan, elektronit ovat sen satelliitteja. Pyöriessään ytimen ympäri (kuvitellaan nyt, että kiertoradalla, mutta itse asiassa kiertoradalla) ne muodostavat elektronikuoren.

• Elektroni on hyvin pieni hiukkanen. Sen massa on niin pieni, että sen oletetaan olevan 0. Mutta elektronin varaus on -1. Eli moduuli on yhtä suuri kuin protonin varaus, eroaa etumerkistä. Koska yksi elektroni kantaa varauksen -1, elektronikuoren kokonaisvaraus on yhtä suuri kuin siinä olevien elektronien lukumäärä.

Yksi tärkeä seuraus, koska atomi on hiukkanen, jolla ei ole varausta (ytimen varaus ja elektronikuoren varaus ovat absoluuttisesti samat, mutta etumerkillisesti vastakkaiset), eli sähköisesti neutraali, joten elektronien lukumäärä atomissa on yhtä suuri kuin protonien lukumäärä.

Miten eri alkuaineiden atomit eroavat toisistaan?

Eri kemiallisten alkuaineiden atomit eroavat toisistaan ​​ydinvarauksella (eli protonien lukumäärällä ja siten elektronien lukumäärällä).

Kuinka selvittää alkuaineen atomin ytimen varaus? Loistava kotimainen kemisti D. I. Mendelejev, joka löysi jaksollisen lain ja kehitti hänen mukaansa nimetyn taulukon, antoi meille mahdollisuuden tehdä tämä. Hänen löytönsä oli paljon edellä käyrää. Kun atomin rakenteesta ei vielä tiedetty, Mendelejev järjesti alkuaineet taulukossa kasvavan ydinvarauksen järjestykseen.

Eli jaksollisen järjestelmän elementin sarjanumero on tietyn alkuaineen atomin ytimen varaus. Esimerkiksi hapen sarjanumero on vastaavasti 8, happiatomin ytimen varaus on +8. Vastaavasti protonien lukumäärä on 8 ja elektronien lukumäärä on 8.

Elektronikuoressa olevat elektronit määräävät atomin kemialliset ominaisuudet, mutta siitä lisää myöhemmin.

Nyt puhutaan massoista.

Yksi protoni on yksi massayksikkö, yksi neutroni on myös yksi massayksikkö. Siksi ytimessä olevien neutronien ja protonien summaa kutsutaan massanumero. (Elektronit eivät vaikuta massaan millään tavalla, koska jätämme sen massan huomiotta ja katsomme sen olevan nolla).

Atomimassayksikkö (a.m.u.) on erityinen fysikaalinen suure, jolla määritellään pieniä hiukkasmassoja, jotka muodostavat atomeja.

Kaikki nämä kolme atomia ovat yhden kemiallisen alkuaineen - vedyn - atomeja. Koska niillä on sama ydinvaraus.

Miten ne eroavat toisistaan? Näillä atomeilla on erilaiset massaluvut (johtuen neutronien eri määrästä). Ensimmäisen atomin massaluku on 1, toisen 2 ja kolmannen 3.

Saman alkuaineen atomeja, jotka eroavat neutronien lukumäärästä (ja siten massaluvuista), kutsutaan isotoopit.

Esitetyillä vedyn isotoopeilla on jopa omat nimensä:

• Ensimmäistä isotooppia (massanumero 1) kutsutaan protiumiksi.
• Toista isotooppia (massanumero 2) kutsutaan deuteriumiksi.
• Kolmatta isotooppia (massaluku 3) kutsutaan tritiumiksi.

Nyt seuraava järkevä kysymys on: miksi jos neutronien ja protonien lukumäärä ytimessä on kokonaisluku, niiden massa on 1 amu, niin jaksollisessa järjestelmässä atomin massa on murtoluku. Esimerkiksi rikille: 32,066.

Vastaus: Alkuaineella on useita isotooppeja, jotka eroavat toisistaan ​​massaluvuissa. Siksi jaksollisen järjestelmän atomimassa on alkuaineen kaikkien isotooppien atomimassan keskiarvo, kun otetaan huomioon niiden esiintyminen luonnossa. Tätä jaksollisessa järjestelmässä annettua massaa kutsutaan suhteellinen atomimassa.

Kemiallisiin laskelmiin käytetään juuri tällaisen "keskimääräisen atomin" indikaattoreita. Atomimassa pyöristetään lähimpään kokonaislukuun.

Elektronikuoren rakenne.

Atomin kemialliset ominaisuudet määräytyvät sen elektronikuoren rakenteen mukaan. Ytimen ympärillä olevat elektronit eivät ole mitenkään järjestäytyneet. Elektronit sijaitsevat elektroniradalla.

Elektroninen orbitaali- atomiytimen ympärillä oleva tila, jossa elektronin löytämisen todennäköisyys on suurin.

Elektronilla on yksi kvanttiparametri, jota kutsutaan spiniksi. Jos otamme kvanttimekaniikan klassisen määritelmän, niin pyöritä on hiukkasen sisäinen kulmamomentti. Yksinkertaistetussa muodossa tämä voidaan esittää hiukkasen pyörimissuuntana akselinsa ympäri.

Elektroni on hiukkanen, jonka spin on puolikokonaisluku, elektronilla voi olla joko +½ tai -½ spin. Perinteisesti tämä voidaan esittää kiertona myötä- ja vastapäivään.

Yhdellä elektroniradalla voi olla korkeintaan kaksi elektronia, joilla on vastakkaiset spinit.

Sähköisen asunnon yleisesti hyväksytty nimitys on solu tai viiva. Elektroni on merkitty nuolella: nuoli ylös on elektroni, jolla on positiivinen spin +½, alanuoli ↓ on elektroni, jonka spin on negatiivinen -½.

Elektronia, joka on yksin kiertoradalla, kutsutaan pariton. Kahta samalla kiertoradalla olevaa elektronia kutsutaan pariksi.

Elektroniset orbitaalit jaetaan neljään tyyppiin muodon mukaan: s, p, d, f. Saman muotoiset kiertoradat muodostavat alitason. Orbitaalien lukumäärä alitasolla määräytyy mahdollisten paikkojen lukumäärän perusteella avaruudessa.

1. s kiertoradalla.

S-orbitaali on pallomainen:

Avaruudessa s-orbitaali voi sijaita vain yhdellä tavalla:

Siksi s-alitason muodostaa vain yksi s-orbitaali.

1. p-orbitaali.

P-orbitaali on käsipainon muotoinen:

Avaruudessa p-orbitaali voidaan sijoittaa vain kolmella tavalla:

Siksi p-alatason muodostaa kolme p-orbitaalia.

1. d-orbitaali.

D-orbitaalilla on monimutkainen muoto:

Avaruudessa d-orbitaali voidaan sijoittaa viidellä eri tavalla. Siksi d-alitason muodostaa viisi d-orbitaalia.

1. f-orbital

F-orbitaalilla on vieläkin monimutkaisempi muoto. Avaruudessa f-orbitaali voidaan sijoittaa seitsemällä eri tavalla. Siksi f-alatason muodostaa seitsemän f-orbitaalia.

Atomin elektronikuori on kuin lehtitaikina. Siinä on myös kerroksia. Eri kerroksissa sijaitsevilla elektroneilla on erilaiset energiat: ydintä lähempänä olevissa kerroksissa - vähemmän, ytimestä kaukana olevissa - enemmän. Näitä kerroksia kutsutaan energiatasoksi.

Elektroniradan täyttö.

Ensimmäisellä energiatasolla on vain s-alataso:

Toisella energiatasolla on s-alataso ja p-alataso ilmestyy:

Kolmannella energiatasolla on s-alataso, p-alataso ja d-alataso ilmestyy:

Neljännelle energiatasolle periaatteessa lisätään f-alataso. Mutta koulukurssilla f-kiertoradat eivät täyty, joten emme voi kuvata f-alatasoa:

Energiatasojen lukumäärä alkuaineen atomissa on ajanjakson numero. Elektroniratoja täytettäessä tulee noudattaa seuraavia periaatteita:

1. Jokainen elektroni yrittää ottaa sen paikan atomissa, jossa sen energia on minimaalinen. Eli ensin täytetään ensimmäinen energiataso, sitten toinen ja niin edelleen.

Elektronikuoren rakenteen kuvaamiseen käytetään myös elektronista kaavaa. Elektroninen kaava on lyhyt yksirivinen tietue elektronien jakautumisesta alatasoittain.

1. Alatasolla jokainen elektroni täyttää ensin tyhjän kiertoradan. Ja jokaisessa on spin +½ (nuoli ylös).

Ja vasta sen jälkeen, kun jokaisella alitason kiertoradalla on yksi elektroni, seuraava elektroni muodostuu pariksi - eli se miehittää kiertoradan, jolla on jo elektroni:

1. d-alitaso täytetään erityisellä tavalla.

Tosiasia on, että d-alitason energia on korkeampi kuin SEURAAVAN energiakerroksen s-alitason energia. Ja kuten tiedämme, elektroni yrittää ottaa sen aseman atomissa, jossa sen energia on minimaalinen.

Siksi 3p-alitason täyttämisen jälkeen täytetään ensin 4s-alitaso, jonka jälkeen täytetään 3d-alitaso.

Ja vasta sen jälkeen, kun 3d-alitaso on täysin täytetty, 4p-alitaso täyttyy.

Se on sama neljännen energiatason kanssa. Kun 4p-alitaso on täytetty, täytetään seuraavaksi 5s-alitaso ja sen jälkeen 4d-alitaso. Ja sen jälkeen vasta klo 17.

1. Ja on vielä yksi kohta, yksi sääntö koskien d-alitason täyttöä.

Sitten on ilmiö ns epäonnistuminen. Vian sattuessa yksi elektroni seuraavan energiatason s-alatasolta kirjaimellisesti putoaa d-elektroniin.

Atomin maa- ja viritystilat.

Atomit, joiden elektroniset konfiguraatiot olemme nyt rakentaneet, kutsutaan atomeiksi peruskunto. Eli tämä on normaali, luonnollinen, jos haluatte, tila.

Kun atomi saa energiaa ulkopuolelta, voi tapahtua viritystä.

Kiihtyvyys on elektronin parin siirtyminen tyhjälle kiertoradalle, ulkoisen energiatason sisällä.

Esimerkiksi hiiliatomille:

Viritys on ominaista monille atomeille. Tämä on muistettava, koska viritys määrää atomien kyvyn sitoutua toisiinsa. Tärkeintä on muistaa olosuhteet, joissa viritys voi tapahtua: parillinen elektroni ja tyhjä kiertorata ulkoisella energiatasolla.

On atomeja, joilla on useita virittyneitä tiloja:

Ionin elektroninen konfiguraatio.

Ionit ovat hiukkasia, joista atomit ja molekyylit muuttuvat hankkimalla tai menettämällä elektroneja. Näillä hiukkasilla on varaus, koska ne joko "ei tarpeeksi" elektroneja tai niiden ylimäärä. Positiivisesti varautuneita ioneja kutsutaan kationeja, negatiivinen - anionit.

Klooriatomi (ei varausta) saa elektronin. Elektronin varaus on vastaavasti 1- (yksi miinus), muodostuu hiukkanen, jolla on ylimääräinen negatiivinen varaus. Kloorianioni:

Cl 0 + 1e → Cl –

Litiumatomi (jolla ei myöskään ole varausta) menettää elektronin. Elektronin varaus on 1+ (yksi plus), muodostuu hiukkanen, josta puuttuu negatiivinen varaus, eli sen varaus on positiivinen. litiumkationi:

Li 0 – 1e → Li +

Ioneiksi muuttuessaan atomit saavat sellaisen konfiguraation, että ulkoinen energiataso tulee "kauniiksi", eli täysin täytetyksi. Tämä konfiguraatio on termodynaamisesti stabiilin, joten atomeilla on syytä muuttua ioneiksi.

Ja siksi ryhmän VIII-A alkuaineiden atomit (pääalaryhmän kahdeksas ryhmä), kuten seuraavassa kappaleessa todetaan, ovat jalokaasuja, jotka ovat kemiallisesti inaktiivisia. Niillä on perustilassa seuraava rakenne: ulompi energiataso on täysin täytetty. Muilla atomeilla on tapana saada näiden jaloimpien kaasujen konfiguraatio, ja siksi ne muuttuvat ioneiksi ja muodostavat kemiallisia sidoksia.